GENERALIDADES DE LA QUÍMICA Y SU CLASIFICACIÓN

La Química estudia la materia, tanto sus propiedades como su comportamiento. Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, todo aquello que tiene masa; como una piedra, el aire, el agua, la sal común, etc.La materia existente conocida esta formada por combinaciones de sustancias elementales, los elementos químicos.La materia está formada por átomos, que son sus partes más pequeñas. Los átomos se combinan para formar las moléculas que a su vez estructuran las partículas y todos los cuerpos.

CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA

Química general Química inorgánica Química orgánica o del carbono

Análisis cualitativo

Química Química analítica Análisis cuantitativo

Bioquímica o Química Biológica Fisicoquímica Química nuclear

La Química general engloba la estructura, propiedades y leyes de la materia que rigen en los procesos químicos.La Química inorgánica, estudia la mayoría de los elementos y compuestos distintos del carbono.La Química orgánica o también llamada Química del carbono ya que estudia en forma particular el elemento carbono y sus derivados.La Química analítica es una ciencia experimental que determina la estructura y composición de la materia. De acuerdo a esto se la ha dividido en Química analítica cualitativa que identifica los elementos químicos que forma parte de un cuerpo y Química analítica cuantitativa que determina el porcentaje o cantidad de cada uno de los componentes de una muestra de cualquier sustancia.

La Bioquímica o también llamada Química biológica, se ocupa de las transformaciones químicas que se lleva a cabo a nivel orgánico en los seres vivos.La Fisicoquímica, se fundamenta en las leyes y teorías existentes para explicar las transformaciones de la materia.La Química nuclear estudia la estructura íntima de la materia y la actividad química en los núcleos de los átomos.

RELACIÓN DE LA QUÍMICA CON LAS CIENCIAS DE LA SALUD

PARTE IQUÍMICA INORGÁNICA

1. MATERIA: Concepto clásico y moderno.Clásicamente se considera a la materia como el material físico del universo; es cualquier cosa que tiene masa y ocupa un espacio. Modernamente se considera a la matera como el equivalente de la energía.

1.1. ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA: sólidos, líquidos y gaseosos.

ESTADO SÓLIDO.- Los cuerpos sólidos tienen sus moléculas íntimamente unidas, son rígidas y tienen forma definida, volumen constante. La fuerza de cohesión molecular de estos cuerpos es mayor que la de repulsión.

ESTADO LÍQUIDO.- En los cuerpos líquidos las moléculas se pueden deslizar unas sobre otras ya que la fuerza de cohesión se encuentra equilibrada con la de repulsión. El volumen en

QUIMICA

OBSTETRICIA

ENFERMERÍA

TEC. MEDICA VETERINARIA

BIOLOGÍA

FARMACIAMEDICINA

estos cuerpos es constante. En cambio; su forma es variable, ya que adquieren la forma del recipiente que la contiene.

ESTADO GASEOSO.- Sus moléculas se hayan muy separadas. Debido a que la fuerza de repulsión es mucho mayor que la de cohesión. Sus moléculas ocupan el mayor volumen posible. El constante desplazamiento de sus moléculas hace que su forma y volumen sean variables. Los cuerpos gaseosos pueden ser comprimidos. No olvidemos su propiedad de expansibilidad.

1.2. CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA: fusión, vaporización, liquefacción, solidificación y sublimación.

SUBLIMACIÓN PROGRESIVA

FUSIÓN VAPORIZACIÓN

SOLIDIFICACIÓN CONDENSACIÓN

SUBLIMACIÓN REGRESIVA

FUSIÓN.- Cambio de estad sólido a líquido debido al aumento de temperatura y disminución de la presión. Ej. La fusión del Azufre.VAPORIZACIÓN.- Cambio de estado de líquido a gas debido a su aumento de temperatura y disminución de la presión. Ej. El vapor de agua. Debe entenderse que Vapor es la materia que se encuentra en ese estado por aumento de temperatura, en cambio; Gas es la materia que se encuentra en ese estado a temperatura ambiente sin la influencia de factores externos. Ej. Gas Helio.CONDENSACIÓN.- También llamado Sublimación. Cambio de estado Gaseoso a Líquido por disminución de temperatura y aumento de la presión. Ej. El agua lluvia.SOLIDIFICACIÓN.- Cambio de estado de líquido a sólido por disminución de temperatura y aumento de la presión. Ej. Cubos de hielo.

SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO

SUBLIMACIÓN PROGRESIVA.- Cambio de estado sólido a gas por aumento de temperatura y disminución de la presión. Ej. La sublimación de l Yodo y del ácido benzoico.SUBLIMACIÓN REGRESIVA.- Cambio de estado gaseoso a sólido por la disminución brusca de la temperatura y aumento de la presión. Ej. La lluvia de nieve, la granizada.

1.3. MASA Y PESO: diferencias y unidades de medidaLa masa y el peso no son términos sinónimos, aunque mucha gente piensa en forma errada, que son la misma cosa. El peso de un objeto es la fuerza que su masa ejerce debido a la acción de la gravedad. En cambio; masa es la medida de la cantidad de la materia que hay en un cuerpo. En el sistema M.K.S la unidad de masa es el Kilogramo (Kg) y la unidad de peso es el Newton(Nw). En el sistema C.G.S la unidad de masa es el gramo(g) y la unidad de peso es la DINA(Dy).

1.4. ESPECIE QUÍMICA: elementos y compuestosSe denomina especie química aquel cuerpo que se encuentra en estado de absoluta pureza. Se lo denomina también Q.P. (químicamente puro). Estos cuerpos responden a constantes físicas que son valores fijos, numéricos determinados y que constituye la huella digital que nos permite su identificación. Entre estas constantes cabe destacar la forma cristalina, el punto de fusión (en sólidos), el punto de ebullición (en líquidos), la masa molar, la cromatografía ( R.f .), el espectro de ultravioleta, el espectro de infrarrojo, la resonancia magnética molecular, etc.Se considera elemento a la sustancia que no puede descomponerse en otra sustancia más simple, en el nivel molecular cada elemento se compone de un solo tipo de átomo. En cambio, compuesto es una sustancia formada de dos o más elementos iguales ó diferentes. De esto se deduce que un cuerpo simple es aquel que esta formado por dos o elementos iguales. Ej. El Oxígeno ( O2 ), el ozono ( O3 ). Un cuerpo compuesto esta formado por dos o mas elementos, pero diferentes; Ejs. El agua oxigenada ( H2O2 ) , la glucosa ( C6H12O6 ).

1.5. CONCEPTO DE SÍMBOLO QUÍMICO, ELEMENTO QUÍMICO, BIOELEMENTOS (OLIGOELEMENTOS).

SÍMBOLO QUÍMICO.- Es la forma abreviada para representar a los elementos químicos utilizando la primera mayúscula y la segunda minúscula. Así. Carbono ( C ), el Natium ó Sodio ( Na ) y el Argentum ó Plata( Ag ).

ELEMENTO QUÍMICO.- Es una sustancia pura que no se puede separar en otras mas sencillas MAGNESIO

ni con reacciones químicas ordinarias. Se lo representa por el símbolo químico.

BIOELEMENTOS.- Son elementos químicos que forman parte de los organismos vivos. Así tenemos el Carbono, Oxígeno, Hidrógeno, Nitrógeno, Azufre y otros. En el cuerpo humano hay 65% de O, el 18,5% de C. el 9,5% de H. el 3,3% de N. el 1,5 % Ca, entre otros

OLIGOELEMENTOS.- Son elementos químicos o cofactores que se encuentran o no en pequeñísimas cantidades o trazas, por lo que se requieren en el organismo para su equilibrio metabólico y su normal funcionamiento. Así. El Ca intervine en el fortalecimiento de los huesos y evita la osteoporosis. El F evita la formación de la placa bacteriana. El Yodo intervine en el buen funcionamiento de la glándula tiroides, etc.

2. EL ATOMO: definición.

La unidad estructural de la materia es el átomo. Son las partículas más pequeñas de un elemento químico que conserva las mismas propiedades del elemento.

2.1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO SEGÚN BOHR: partículas subatómicas, electrones de valencia, quantum, salto quántico.El átomo es una partícula neutra que está formada por partículas subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones. Estructuralmente está formado por el núcleo y la corona.En el núcleo se encuentran condensados los protones y los neutrones, en la corona se encuentran los electrones, que giran alrededor del núcleo del átomo describiendo órbitas concéntricas y elípticas, a estas órbitas la llamamos niveles de energía. La enorme velocidad en la que giran estos electrones hacen en se forme una nube, llamada nube de electrones. La función de los neutrones(sin carga) es evitar que los protones se separen por tener igual carga. El movimiento de rotación del electrón en su propio eje se denomina spin. Las partículas responsables de las combinaciones químicas son los electrones del último nivel de energía por lo que se le denomina electrones de valencia.Para que un electrón salte de un nivel menor a un nivel mayor, requiere absorber una unidad de energía llamada quantum

(proceso endergónico) , en cambio; para que el electrón pase de un nivel de mayor a menor desprende energía (exergónico), A este salto repentino del electrón de un nivel a otro se denomina salto quántico.

Electrón

Protón

Neutrón

´

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

PROTONES (Carga positiva) NÚCLEO (Carga positiva) NEUTRONES (Carga neutra)

ÁTOMO (Partícula neutra)

CORONA ELECTRONES (Carga negativa) (Carga negativa)

COMPARACIÓN DEL PROTÓN, NEUTRÓN Y ELECTRÓN

Partícula Carga Masa (uma)

Protón Positiva (1+) 1.0073 Neutrón Nula(neutra) 1.0087 Electrón Negativa(1-) 5.486

x 10-4

2.2. DISTRIBUCIÓN Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO:

número quántico, regla del octeto y estructura según Lewis.

Los electrones giran alrededor del núcleo del átomo formando las capas o niveles de energía. Los niveles de energía se los nombra con las letras K, L, M N, O, P, Q. Siendo el nivel K el más cercano al núcleo del átomo y el de menor energía. El numero de saturación de cada nivel va de acuerdo al número quántico o número de saturación, que es el duplo de los cuadrados de los número naturales ( 2n2 ). En la práctica se acepta hasta el nivel N y de ahí va disminuyendo en forma simétrica. Así:

NIVEL NÚMERO QUÁNTICO ( 2n2 ) TOTAL

K

L

M

N

O

P

Q

2 ( 1 )2 = 2 2 ( 2 )2 = 8 2 ( 3 )2 = 18 2 ( 4 )2 = 32 2 ( 4 )2 = 32 2 ( 3 )2 = 18 2 ( 2 )2 = 8

2e-

8e-

18e-

32e-

32e-

18e-

8e-

Hay que destacar de que ningún átomo tiene en su último nivel mas de ocho electrones (regla del octeto). Para saber la cantidad de electrones que lleva la corona del átomo se necesita saber de su número atómico que se refiere a la posición del elemento en la tabla periódica o a la cantidad de protones que posee el núcleo del átomo. Por lo que el número de protones nos indicará el número de electrones que posee la corona, cuya distribución va de acuerdo al número cuántico. Este total de niveles representa la corona del átomo. Así el Sodio tiene como número atómico 11*. ( 11 Na ).

NIVELES DE ENERGIA

K L M

NUMERO QUANTICO

2 8 1

Cómo se observa en el ejemplo anterior, el átomo de Sodio tiene en la última capa 1 solo electrón (electrón de valencia) y que de acuerdo a la estructura de Lewis se lo puede representar a los electrones del último nivel mediante símbolos como puntos, asteriscos, cruces o equis, rodeando al símbolo del elemento químico en cuestión. Así:

Na x* Se acostumbra a colocar al número atómico como subíndice, es decir aquel número que se lo coloca en la parte inferior e izquierda de cada elemento.

La masa atómica* del átomo, se obtiene sumando la cantidad de protones y neutrones del núcleo del átomo.

Es obvio, que para conocer el número de neutrones del núcleo del átomo, basta con restar la masa atómica del número atómico. La masa atómica viene especificada en la tabla periódica.

* Se acostumbra a colocar a la masa atómica de un elemento como un superíndice, que es aquel número que se lo coloca en la parte superior e izquierda de cada elemento.

Dado que las partículas subatómicas son infinetisimalmente disminuta, en el S.I. ha creado la unidad de masa atómica( uma). La masa atómica relativa de cada elemento está escrita en la tabla periódica.

Ejemplo:El átomo de Aluminio tiene como número atómico 13 y como masa atómica 27. ¿Cuántos neutrones tiene el núcleo de este átomo? 27

Al 13 Solución: n neutrones = masa atómica – número atómico n neutrones = 27 – 13 = 14 (el núcleo tiene 14 electrones)

MASA ATÓMICA = n PROTONES + n

n NEUTRONES = MASA ATÓMICA –

Tabla 1.- En la siguiente

tabla se presenta la configuración electrónica para algunos elementos:

Ejercicio en clase:En la siguiente tabla, realice la configuración electrónica de los

siguientes elementos químicos

Elemento

Númeroatómic

o

Niveles de energía

K (1)

L (2)

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

HidrógenoHelioLitioBerilioBoroCarbonoNitrógenoOxígenoFlúorNeónArgónKriptónXenónRadón

123456789

1018365486

12222222222222

12345678888

8

81818 18

818 32

818 8

Elemento

Númeroatómico

Niveles de energía

K (1)

L (2)

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

SodioBerilioCalcioFlúorCloroAntimonioYodoCesioFósforoSelenio

114209175153551534

2.3. NÚMEROS CUANTICOS Y LA ENERGÍA DE LOS ELECTRONES

Nivel de energía

( n )Subniveles

Número de orbitalesEn cada subnivel

(n2)

Número de e – por subnivel

Número de e- por

nivel(2n2)

1 s 1 2 2

2 sp

13

26

8

3 spd

135

2610

18

4 spdf

1357

261014

32

Tabla 2. Distribución electrónica máxima en los primeros 4 niveles de energía

Ejercicio:Realice la distribución electrónica del átomo de Cloro, cuyo número atómico es 17 y masa atómica es 35.45 y responda a las siguientes preguntas

a) ¿Cuántos neutrones tiene su núcleo?

b) ¿Cuántos electrones tiene la corona?

c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene?

d) ¿Cuál es su valencia real? ¿Por qué?

e) Cual sería su forma electrónica simplificada de representar a este átomo

f) ¿A que familia pertenece? ¿Por qué?

g) ¿Cuántos niveles tiene? ¿Por qué?

h) De acuerdo a Lewis, ¿Cómo se representaría a este elemento?

35

Cl 17

Nivel K L M

Subnivel 1S 2S 2P 3S 3P 3D

Orbitales S2 S2P6 S2P5

No de saturación 2 8 7

Configuraciónelectrónica 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5

Repuesta:

a) # neutrones = masa atómica – numero atómico = 35 – 17 = 18 neutrones.

b) 17 electrones

c) 7 electrones

d) –1, ya que necesita captar un electrón para alcanzar su configuración estable.

e) 3S23P5

f) pertenece a la séptima familia, ya que sus exponentes 2+5 nos da 7

g) Tiene 3 niveles, ya que se configuró con las capas K, L, M y además el número 3 de 3S23P5 nos indica el nivel.

h) De acuerdo a Lewis, se lo representa con 7 asteriscos alrededor del símbolo del átomo, ya que tiene 7 electrones de valencia.

** **Cl * **Ejercicio en clase: De acuerdo al ejercicio anterior, responda las preguntas de la a. hasta la h, para los elementos Rb (n.a.= 37; m.a.= 85) y Sn (n.a. = 50; m.a. = 119)

2.4. ISÓTOPOS Y RADIOISÓTOPOS: definición, aplicaciones en la medicina.Cuando átomos de un mismo elemento tienen diferente número de neutrones se trata de un isótopo. Algunos isótopos, son radiactivos; es decir que se desintegran espontáneamente para formar distintos tipos de átomos, liberando energía al hacerlo. Los isótopos radioactivos o radioisótopos son muy útiles como “marcadores” en el estudio de procesos biológicos. Unos de los usos fascinantes de los isótopos radiactivos en el campo de la medicina, es en la tomografía de emisión de positrones ó bien PET(por sus siglas en Inglés). En una aplicación común de los gamma gramas PET, el paciente recibe glucosa que ha sido unido(marcado) con un isótopo radiactivo inocuo flúor . Cuando el núcleo del flúor radiactivo se desintegra, emite dos destellos de energía que viajan en direcciones opuestas a lo largo de la misma línea. Los detectores de energía dispuestos en un anillo alrededor del paciente examinan una tajada del cerebro, registrando la llegada casi simultánea de los dos destellos de energía.

Figura 1. Tomografía de emisión de positrones (PET).

3. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS: generalidades, grupos y periodos.

Fig. 2.- Tabla periódica de elementos químicos.

GENERALIDADES: La tabla periódica es el conjunto de símbolos químicos que están ordenados en forma periódica de acuerdo a su número atómico en forma ascendente. Esta tabla permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica a su lado izquierdo a los metales y a su lado derecho a los no metales y aquellos elementos que están en la línea diagonal, presenta propiedades metálicas y no metálicas. Se los llama metaloides.

GRUPO O FAMILIA. De acuerdo a los electrones de valencia, los elementos son agrupados en forma vertical o columna. A este tipo de agrupación se lo conoce como grupo o familia.

GRUPO NOMBRE DEL GRUPO ELEMENTO INICIAL Y FINAL

IA

IIA

IIIB al IIB

IIIA

IV A

V A

VIA

VIIA

VIII A (O)

Metales alcalinos

Metales alcalinos térreos

Metales de transición

Grupo del boro

Grupo del carbono

Grupo de los nitrogenoides

Anfígenos

Halógenos

Gases nobles, raros ó inertes

Litio al Francio; son muy reactivos.

Berilio al Radio

Boro al Talio

Carbono al Plomo

Nitrógeno al Bismuto

Oxígeno al Polonio

Flúor al Astato; son muy enérgicos.

Helio al Radón; llamados así porque tienen su configuración estable a excepción del He

NIVELES O PERIODOS. En cambio de acuerdo al número de capa que tiene la corona del átomo, se los ha agrupado en forma horizontal o fila. A este tipo de agrupación se la conoce como niveles de energía ó periodos.

NOMBRE DEL

PERIODONÚMERO DE NIVEL ELEMENTO INICIAL Y FINAL DEL

PERIODO

K

L

M

N

O

P

Q

Primer periodo

Segundo periodo

Tercer periodo

Cuarto periodo

Quinto periodo

Sexto periodo

Séptimo periodo

Hidrógeno y Helio

Litio al Neón

Sodio al Argón

Potasio al Kriptón

Rubidio al Xenón

32 elementos, del 57 al 71 llamados Lantánidos o tierras raras.Incompleto, 14 de ellos fuera de la tabla llamados Actínidos a partir del 89

3.1. ELEMENTO QUÍMICO : metales, no metales y anfóteros.

Ya se indicó que los elementos químicos son sustancias que no se pueden separar en otras más sencillas. Se los ha clasificado de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas en: metales, no metales y anfóteros.

En el siguiente cuadro indicamos algunas características entre metales y no metales.

DIFERENCIA Y SEMEJANZA ENTRE

METALES NO METALES ANFÓTEROS

Conducen el calor y la electricidad

Son electropositivos

Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el Hg.

Combinado con el O2 forman óxidos

No conducen el calor y electricidad

Son electronegativos

Generalmente son gases a Temperatura ambiente Excepto el Br que es líquido, el S y I son sólidos

Combinado con el O2 forman anhídridos

Sustancias de carácter metálico y

no metálicos

Tabla 3. Algunas diferencias entre metales, no metales y anfóteros

3.2. FÓRMULAS USADAS EN QUÍMICA INORGÁNICA:Fórmula química, fórmula molecular y fórmila estructural

FÓRMULA QUÍMICA.- Representa la composición química de un compuesto mediante símbolos químicos. Nos indica la diversidad de átomos del compuesto. Ej. La molécula de bicarbonato de sodio.

FÓRMULA MOLECULAR.- Indica la proporción real de elementos de una molécula. No admite simplificación. Ej. La molécula del ácido oxálico.

FÓRMULA ESTRUCTURAL.- Expresa la distribución y localización de los átomos de un compuesto, así como el tipo de enlace y la valencia con la que actúa cada elemento. Ej. La molécula del peróxido de sodio.

3.2. MASA MOLAR Y MOL. Para conceptuar estos términos analizaremos los siguiente:Según el número de Avogadros 1 mol = 6.02 x 1023 partículas(átomos, iones ó moléculas).1 mol de C = 6.02 x 1023 átomos de C.1 mol de Mg = 6.02x1023 átomos de Mg.1 mol de NaCl = 6.02x1023 moléculas de NaCl.Pero, 1 mol de C tiene diferente masa que 1 mol de NaCl y que 1 mol de Mg. Es decir:1 átomo de 12C tiene 6 protones y 6 neutrones = 12 masa atómica = 12 uma1 mol de 12C = 6.02x1023 átomos de 12C = 12g de 12C.1 átomo 24Mg tiene 12 protones y 12 neutrones =24 masa atómica = 24 uma1 mol de 24Mg= 6.02x1023 átomos 24Mg = 24g de 24Mg.1 mol de NaCl = 6.02x1023 moléculas de NaCl = 58.5 g de NaCl.1 molécula de NaCl = 58.5 de masa molecular = 58.5 uma.

1mol = masa atómica expresada en gramos = masa molar

NaHCO3

C2O4H2

O O Ca

ó también;1mol = masa atómica expresada en uma

Por lo tanto;

Se define como masa molar a la masa expresada en gramos de un mol de cualquier sustancia, elemento o compuesto. También se la conoce como masa fórmula o masa molecular. Hay que considerar que la masa molecular se la expresa en uma, mientras que la masa molar se expresa en gramos / mol . Por otra parte se considera como mol a la unidad con que se mide la cantidad de sustancia.

Así, la masa molecular del gas etano ( C2H6 ).

Carbono : 2 x 12.0 uma = 24.0 uma Hidrógeno: 6 x 1.0 uma = 6.0 uma Total = 30.0 uma

Repuesta: 30.0 uma (masa molecular) que equivale a 30.0 g/mol (masa molar).

4. FUNCIÓN QUIMICA EN LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS4.1. COMPUESTOS BINARIOS: óxidos, peróxidos, anhídridos, ácidos hidrácidos, hidruros, compuestos especiales.

FUNCIÓN FORMACIÓN

OXIDOS

PERÓXIDOS

ANHÍDRIDOS

ÁCIDOS HIDRÁCIDOS

HIDRUROS

COMPUESTOS ESPECIALES

Metal + Oxígeno

Óxidos (1-2) + Oxígeno

No metal + Oxígeno

No metal (1-2 ) + Hidrógeno

Metal + Hidrógeno

No metal (3-4) + Hidrógeno

Tabla 4. Formación de algunos compuestos binarios

Ejemplo.Recuerde la función química de los siguientes cuerpos binarios.

a. CaO = óxidob. NH3 = Compuesto especialc. HCl = ácido hidrácidod. N2O5 = anhídridoe. H4Pb = hidrurof. H2O2 = peróxidog. CH4 = metanoh. Fe2O3 = óxidoi. MgO2 = peróxidoj. SO3 = anhídridok. H2S = ácido hidrácidol. HLi = hidrurom. SO = anhídridon. Na2O2 = peróxidoo. H2Te = ácido hidrácido

4.2. COMPIESROS TERNARIOS: ácidos oxácidos y excepciones, hidróxidos metálicos

FUNCION FORMACIÓN

ÁCIDOS OXÁCIDOS

EXEPCIONES DE LOS ÁCIDOS

HIDRÓXIDOS O BASES

Anhídrido + agua ( H + no metal + O )

H + metal + O ( V, Mn, Cr, B )

Óxido + agua Metal + (OH) (método Directo)

Tabla 5. Formación de algunos compuestos ternarios

Ejemplo.

Recuerde la función química de los siguientes cuerpos ternarios.

a. Mg(OH)2 = hidróxidob. H2CrO4 = excepción de ácido oxácidoc. HNO3 = ácido oxácidod. Al(OH)3 = hidróxidoe. H2B4O7 = excepción de ácido oxácidof. HMnO4 = excepción de ácido oxácido.g. H2SO4 = ácido oxácido h. Ca(OH)2 = base o hidróxidoi. H3PO4 = ácido oxácidoj. H2CrO4 = excepción de ácido oxácidok. K(OH) = hidróxido.l. HClO3 = ácido oxácido

4.3. SALES HALÓGENAS Y OXISALES: neutras, ácidas y básicas.

SALES TIPOSFORMACIÓN

(método directo)

HALÓGENAS

NEUTRAS Metal + radical halógeno 1-2

ÁCIDAS Metal + (radical halógeno 2 fam. + Hidrógeno)

BÁSICAS Metal + radical halógeno 1-2 fam + grupo (OH)

OXISALES

NEUTRAS Metal + radical oxácido

ÁCIDAS Metal + radical oxácido div o triv + Hidrógeno

BÁSICAS Metal + radical oxácido + grupo (OH)

Tabla 6. Formación de algunas sales halógenas y oxisales

Ejemplo.

Recuerde la función química de las siguientes sales:

a. NaCl = Sal halógena neutrab. HNaCO3 = Sal oxisal ácida

c. Be(SH)2 = Sal halógena ácidad. Al(OH)SO4 = Sal oxisal básicae. NaH2PO4 = Sal oxisal ácidaf. AgNO3 = Sal oxisal neutrag. Bi(OH)Se = Sal halógena básicah. KI = Sal halógena neutrai. Li(SeH) = Sal halógena ácidaj. Pb(OH)2CO3 = Sal oxisal básicak. KMnO4 = Sal oxisal neutra

Ejercicio en clase.Escriba la función química de los siguientes compuestos.a. PH3

b. FeCl3c. NaOHd. H2B4O7

e. Pb(OH)2CO3

f. H2SO4

g. K2O2

h. ZnO2

i. KNO3

j. I2O5

k. H4CO4

l. Ca(SH)2

m. ZrH4

n. IHo. Al2O3

p. MgTeO3

q. Bi(SeH)3

r. Sr(OH)Brs. H4Sb2O7

t. Ba(NO3)2

5. ENLACE QUÍMICO: definición de enlace químico, electronegatividad, energía de enlace y clasificación

La forma particular que tienen los átomos de unirse mediante su fuerza de atracción se denomina enlace químico. En cada enlace se encuentra almacenada la energía química que es utilizada para que se lleven a cabo los procesos biológicos.La energía necesaria para romper los enlaces químicos se denomina energía de enlace. De acuerdo a los electrones de valencia los átomos pueden participar de uno o varios enlaces.Se define como electronegatividad a la medida de la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un enlace.

Tabla 7. Electronegatividad de los elementos químicos

CLASIFICACIÓN

Iónico o electrovalente

PolarCovalente Simple

ENLACE No polar DobleQUÍMICO Triple

Coordinado

Metálico

ENLACE IÓNICO Y CELDA ELECTROLÍTICAOcurre cuando hay una transferencia de electrones de valencia entre un átomo y otro. En este caso un átomo gana electrones (receptor) y el otro átomo pierde electrones (donante), transformándose de esta manera en iónes (átomo electrizado positivamente ó negativamente). El que recepta electrones se convertirá en ión negativo ya que gana electrones y el que dona

electrones en ión positivo ya que pierde electrones. En otras palabras, en un enlace iónico sus átomos se unen por afinidad química, es decir que el ión positivo atraerá al ión negativo cumpliendo así la ley electrostática que dice “ polos de iguales signos se repelen y de signos contrarios se atraen”.Otra característica que presenta este tipo de unión es que su diferencia de electronegatividad que debe ser 2.0 ó más. Este enlace es común de los compuestos inorgánicos. Por otra parte se denomina compuesto iónico a cualquier compuesto neutro que contiene cationes y aniones.

Ejemplo: formación de la molécula de fluoruro de litio (LiF)

En el ejemplo anterior, observamos que el Li tiene 1 electrón de valencia en su último nivel y el F tiene 7 electrones de valencia en su último nivel. Por lo tanto la fuerza de electronegatividad del F hace que atraiga al único electrón de valencia del Li. Ya que es más fácil ceder 1 electrón que donar 7 electrones y además esta trasferencia de electrones hace que el Li se convierta en un ión positivo (ya que cede 1 electrón) y el F se convierta en un ión negativo (ya que gana un electrón). Otra forma de determinar si la molécula está unida por enlace iónico es por su diferencia de electronegatividad que debe ser 2 o más. Así:

F = 4.0 Li = 1.0 Diferencia = 3.0 (enlace iónico)

CELDA ELECTROLÍTICA

La celda electrolítica es un sistema que consta de una cuba hidroneumática en donde irá colocado la solución de la sal a disociarse y también consta de dos electrodos que hacen las veces de ánodo y cátodo conectados a la fuente de poder o batería.En el grafico anterior, observamos que la solución problema es el sulfato de cobre colocado en una cuba en donde se hayan sumergidos 2 electrodos conectados a una batería. Un electrodo hace las veces de ánodo y que va colocado al polo positivo de la batería y el otro electrodo hace las veces de cátodo y va colocado al polo negativo de la batería. La solución de Sulfato cúprico se ioniza y se disocia.

CuSO4 Cu++ + (SO4)=

Frente a esto los iones de sulfato (SO4)= se dirigen al ánodo o polo positivo, por lo que estos iones se los llaman aniones. En cambio; los iones de Cobre Cu++, se dirigen al cátodo ó polo negativo de la batería por lo que se los llama cationes . Cabe destacar que en el ánodo ocurre oxidación y en el cátodo ocurre reducción.

ENLACE COVALENTE: POLAR Y NO POLAR

El enlace covalente se refiere al compartimiento de electrones de valencia entre dos átomos iguales o diferentes. Es propio de la mayoría de los compuestos orgánicos. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlace covalentes. De acuerdo a su polaridad se clasifican en:

a. Enlace covalente polar.- es el compartimiento de electrones de valencia entre dos átomos diferentes y cuya diferencia de electronegatividad sea menor a 1.7.

Ejemplo: formación de la molécula de agua (H2O)

En el ejemplo anterior, observamos que el átomo de O tiene 6 electrones de valencia y los dos átomos de H sólo tienen 1 electrón de valencia. Esto hace que el electrón de cada H sean compartidos con los 6 que tiene el O y así formar su configuración estable (completan los 8 electrones). Además si observamos su diferencia de electronegatividad que nos da un valor menor a 1.7.

O = 3.5 H = 2.1 Diferencia = 1.4 (enlace covalente polar)

b. Enlace covalente no polar.- Es el compartimiento de electrones de valencia entre dos átomos iguales y cuya diferencia de electronegatividad es igual a 0. De acuerdo a esto, si estos átomos comparten un par de electrones se los denomina enlace covalente simple; si comparten dos pares de electrones, se los denomina enlace covalente doble y si comparten tres pares de electrones se los llama enlace covalente triple y si comparten más pares de electrones se los llama enlace covalente múltiples.Ejemplo: Estructuras de las moléculas de Flúor, Oxígeno, Nitrógeno, según Lewis.

MOLÉCULA DE FLUÓR ( F2 )

Enlace covalente simple

MOLÉCULA DE OXÍGENO (O2)Enlace covalente doble

MOLÉCULA DE NITRÓGENO (N2)Enlace covalente triple

ENLACE COORDINADO.

Es aquel en el que el par de electrones compartidos son aportados por unos de los átomos que conforman el enlace. Mientras que el otro átomo no comparte alguno.

ENLACE METÁLICO

Ejercicio en clase:

Indique con qué tipo de enlace esta unido las siguientes moléculas:

a. NaClb. HClc. Cl2d. O3

e. CH4

f. KIg. H2Oh. CaOi. SH2

j. FeBr3

6. REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA; definición y partes, clasificación.

DEFINICIÓN y PARTES.- La reacción química es un proceso en el cual unas sustancia, denominada reactivos,dá oriden a unas nuevas sustancias denominadas producto. Una reacción química está representada por una ecuación química, una igualdad en la que se representan en el primer miembro o parte izquierda de la ecuación los símbolos y/o fórmulas de los reactivos y en el segundo miembro o parte derecha de la ecuación los productos. Se suele utilizar una flecha que indica el sentido de la ecuación. Una ecuación química es por lo tanto, la representación cualitativa de una reacción.

Representación de una Ecuación Química

reactivos productos

CaCO3(s) + HCl(l) CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g)

CLASIFICACIÓN

exergónicas

Por su liberación

de calor endergónicas

CLASES DEREACCIONES QUÍMICAS oxidación y reducción

Combustión

Por su reversibles e irreversiblestransformación

síntesis y descomposición

neutralización (ácido-base)

6.1. REACCIÓN POR LA LIBERACION DE CALOR: exergónicas y endergónicas.

Reacciones Exergónicas y Endergónicas.- Las reacciones que liberan o desprenden calor se las denomina reacciones exotérmicas ó exergónicas, en cambio; las reacciones que absorben o captan calor se denomina reacciones endotérmicas o endergónicas. Así por ejemplo veamos las reacciones químicas propia de la respiración celular y del fenómeno fotosintético.

Fenómeno de la Respiración Celular (exergónico)

C6H12O6 (s) + 6O2(g) = 6CO2(g) + 6H2O (l) + calor

Fenómeno Fotosintético (endergónico)

6CO2(g) + 6H2O(l) + calor = C6H12O6(s) + 6O2(g)

6.2. POR SU TRANSFORMACIÓN: de oxido-reducción, de combustión, reversibles e irreversibles, de síntesis y descomposición, de neutralización.

Reacciones de Oxidación y de Reducción.- Cuando en uno de los elementos o compuesto de los reactivos de la ecuación se produce un aumento en el número de oxidación de los productos se dice que se trata de una reacción de oxidación, en cambio; si se produce una disminución en el número de oxidación de los productos, se trata de una reacción de reducción. Estos tipos de reacciones son acopladas, es decir; que para que haya oxidación en un elemento, debe de haber reducción en otro; por lo que también se denominan reacciones de oxidación y reducción (redox). Así como ejemplo tenemos la reacción del Zn con el HCl.

Proceso redox entre el zinc y el ácido clorhídrico

Zno(s) + 2H+1 Cl-1(l) = Zn+2Cl2-1(ac) + H2o(g)

oxidareduce

Hay que resaltar que la oxidación es la pérdida de electrones, acompañada de un aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor mas positivo.En cambio; la reducción, se refiere a la ganancia de electrones, lo que produce disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo.

Zno = Zn+++ 2e- (oxidación) 2H+1 + 2e- = H2

o (reducción)

En el ejemplo anterior observamos que en el Zn hay un aumento de la valencia positiva ( de 0 a +2), por lo tanto hay una oxidación. En cambio; en el Hidrógeno hay una disminución de la valencia positiva (+1 a 0) lo cual indica que hay una reducción.En consecuencia, el elemento o compuesto que capta electrones para reducirse, se lo denomina agente oxidante. En cambio; el elemento o compuesto que cede electrones para oxidarse se lo llama agente reductor. En el ejemplo propuesto, el Zn actúa como agente reductor y el H de la molécula del ácido clorhídrico actúa como agente oxidante.

Reacciones de Combustión.- Las reacciones de combustión son aquellas que necesitan de la presencia de oxígeno para que la molécula orgánica se descomponga en gas carbónico y agua. Así tenemos la combustión del alcohol etílico.

Combustión del Alcohol Etílico

C2H5OH (l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l)

Reacciones reversibles e irreversibles.- En una reacción reversible, los productos de la reacción vuelven a formar los reactivos que le dieron origen. Por esta razón, estas reacciones se expresan con flechas en doble sentido. En cambio; en una reacción reversible, los reactivos reaccionan para formar sus productos y no vuelven a su estado original, por ello se grafican con flechas en un solo sentido.

2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) (r. reversible)

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2(g) (r. irreversible)

Reacciones de Síntesis y de Descomposición.- Las Reacciones de síntesis o de condensación , son aquellas donde los reactivos se sintetizan o se unen para obtener una sola sustancia o producto. Este tipo de reacción también se la llama de combinación.En cambio; las reacciones de descomposición o de análisis son aquellas que a partir de un compuesto se producen dos o mas sustancias. Podemos observar este proceso en las reacciones de hidrólisis, en los que un compuesto orgánico(ej. La sacarosa) al ser combinado con agua, se descompone en compuestos más simples (glucosa y fructosa).

Síntesis de un Disacárido

C6H12O6(s) + C6H12O6(s) C12H22O11(s) + H2O(l)

Hidrólisis de la Sacarosa

SACAROSA + H-OH GLUCOSA + FRUCTUOSA

Reacciones de Neutralización.- Las reacciones en la que participan un ácido y una base para formar una sal y agua, se denominan reacciones de neutralización. Así tenemos la formación del cloruro de sodio(sal) a partir del ácido clorhídrico(ácido) y del hidróxido de sodio.(base).

Formación del Cloruro de Sodio

HCl(l) + Na(OH) NaCl (s) + H2O(l) ACIDO BASE SAL AGUA

7. SOLUCIONES Y SISTEMAS DISPERSOS: definición, solubilidad, componentes y clases de solventesSe denomina solución a la mezcla íntima entre dos o más sustancias para formar un todo homogéneo, es decir que no existen partículas en suspensión ni formen capas de separación. En forma análoga, sistema disperso es la propiedad que tiene la materia de alcanzar un grado de fina división en un medio que la contiene formando un todo homogéneo, sin que exista zona de separación.Solubilidad se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de un disolvente a una temperatura específica.Componentes.- Cuando se mezclan los componentes para formar una solución, la sustancia que se presenta en mayor cantidad se denomina solvente (fase externa ó dispersante) y la sustancia que se encuentra en menor proporción se denomina soluto (fase interna ó dispersa).

Clases de solventes.- Son de dos tipos:a. Solvente inerte.- Son aquellos que no alteran la composición

química del soluto. ejemplo: el agua, el alcohol etílico, el formol, etc.

b. Solvente de reacción.- Son aquellos que alteran la composición química del soluto. Ejemplo: el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico, el ácido nítrico.

7.1. FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD: superficie de contacto, agitación, temperatura y presión.

El axioma químico “ Lo semejante disuelve lo semejante “ se aplica a muchas sustancias químicas. Sin embargo, la solubilidad del soluto en el solvente se ve influenciada por lo siguientes factores:

a. Superficie de contacto.- Aumentando la superficie de contacto del soluto en el solvente, las interacciones soluto-solvente aumentaran y el cuerpo se disuelve con mayor rapidez. El aumento de la superficie de contacto del soluto es favorecido con la pulverización del mismo.

b. Agitación.- Al disolverse un sólido, las partículas del mismo deben difundirse por toda la masa del disolvente. Este proceso es lento , alrededor del cristal se forma una capa de disolución muy concentrada que dificulta la continuación del proceso; al agitar la solución se logra la separación de la capa y nueva moléculas de disolvente alcanzan la superficie del sólido.

c. Temperatura.- Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas en solución y con ello su rápida difusión. Además una temperatura elevada hace que la energía de partículas, moléculas o iones sea alta y abandone fácilmente la superficie, disolviéndose.

d. Presión.- Los cambios ordinarios de presión no ejercen mayor efecto en la solubilidad de líquidos y de sólidos. Pero en los gases si ejercen efecto. Cuando se incrementa la presión aumenta la solubilidad en los gases. Cuando se disuelven los gases en los líquidos, la solubilidad del gas es directamente proporcional a la presión. Si duplicamos la presión del gas que está en contacto con el líquido, se duplica también la solubilidad del gas. Esta definición obedece a la ley de Henry.

7.2. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LAS SOLUCIONES

diluidas concentradas

Por su concentración saturadas sobresaturadas

macroscópicas o grosera suspensiones

finas emulsiones

CLASIFICACIÓN Por el GENERAL tamaño de la liófilas DE LAS partícula coloidalesSOLUCIONES liófobas

iónicas

verdaderas moleculares diluidas

no concentradas De acuerdo valoradas saturadas

a su sobresaturadasvaloración en

porcentualesunidad tanto por

mil valoradas física partes x millón

en molal (m) unidad molar (M) química normal (N)

7.2.1. POR SU CONCENTRACIÓN: diluidas, concentradas, saturadas y sobresaturadas

a. Solución diluida.-Son aquellas soluciones en la que la cantidad de soluto disuelta en el solvente es muy pequeña. Así, como ejemplo: La solución de sacarosa al 1%. Implica que hay 1g de soluto(sacarosa) disuelta en 100ml de solvente(agua).

b. Solución concentrada.-Son aquellas soluciones en la que la cantidad de soluto disuelta en el solvente es considerable. Así como ejemplo: La solución de sacarosa al 20% implica que hay 20g de sacarosa disuelta en 100ml de agua.

c. Solución saturada.-Son aquellas soluciones en la que las moléculas del soluto se hayan disueltos en su totalidad en el solvente sin que haya mas espacios en el solvente para disolver más soluto. Ejemplo solución de sacarosa al 85%. Esto implica que se encuentra disuelto 85g de sacarosa c.s.p 100ml de agua

d. Solución sobresaturada.-Son aquellas soluciones en las que al partir de de su saturación, es posible disolver más moléculas de solutos en el solvente por acción de agentes físicos como la temperatura. Ejemplo: solución de sacarosa al 90%., esta solución se prepara agregando cierta cantidad de soluto en la solución saturada caliente.

7.2.2. POR EL DIÁMETRO DE SUS PARTÍCULAS: macroscópicas, microscópicas, coloidales y verdaderas.

a. Dispersiones macroscópicas.- También llamadas dispersiones groseras, son sistemas heterogéneos que se

caracteriza porque la fase dispersa puede ser observada a simple vista ya que el diámetro de la partícula es mayor a 50 u (micras). Ej. Mezcla de azufre con limaduras de Hierro.

b. Dispersiones finas.- También llamadas dispersiones microscópicas, son sistema heterogéneos, en las cuales las partículas del soluto no son visibles a simple vista pero sí al microscopio común ya que el diámetro de la partícula fluctúa entre los 50 a 0.1 u . Ej. La leche se presenta a simple vista como un líquido blanco homogéneo, pero; cuando se observa en una placa de microscopio resulta que es heterogénea compuestas de gotitas de grasa en un medio acuoso. Las dispersiones finas pueden ser de dos clases:

Suspensiones, son aquellas dispersiones en la que el soluto es sólido y el solvente es líquido. Ej. Leche de aluminio (ditopax, milanta). Tinta china. Etc.

Emulsiones, son aquellas en la que el soluto y el solvente se encuentra en estado líquido. Ej. Aceite de bacalao.

c. Dispersiones coloidales o soles.- bien llamado como

soluciones. Son sistemas homogéneos, en las cuales las partículas del soluto no son visibles a simple vista ni al microscopio común, pero si son visibles al ultramicroscopio, cuya iluminación que llega al objeto es lateral (fenómeno de Tyndall). El diámetro de la partícula fluctúa entre 0.1 a 0.001 u(diámetro de la micela). Ej. Gelatina, engrudo de almidón, clara de huevo, etc. Las dispersiones coloidales pueden ser de dos clases:

Sistemas liófilos (afición ó afinidad por el líquido), en estos sistemas hay una gran afinidad entre el soluto y el solvente. Ej. Cuando el coloide se lo somete a calentamiento, se evapora el solvente y se obtiene un polvo seco. Si a este polvo, se le añade nuevamente agua vuelve a obtenerse el coloide, esto implica que; los coloide liófilos son reversibles.

Sistemas liófobos (aversión por el líquido), en estos sistemas existe una pequeña afinidad entre el soluto y el solvente. Los coloides liófobos precipitan ó cuagulan debido a la pérdida de la carga cuándo se le añade una pequeña cantidad de un electrolito, son coloides irreversibles.

d. Soluciones verdaderas.- En estas soluciones las partículas alcanzan su máxima división de allí que el diámetro de la partícula es menor a 0.001u, por lo tanto son prácticamente invisibles. Pueden ser de dos clases:

Soluciones iónicas, son electrolitos, conducen la corriente eléctrica. Así. La solución de sulfato de cobre al 20%.

Soluciones moleculares, no son electrolíticas, no conduce la corriente eléctrica. Ej. La solución de glucosa al 2%.

7.2.3.POR SU VALORACIÓN: no valoradas y valoradas.

a. No valoradas.- Son aquellas soluciones que no necesitan de valoración o de titulación.. Entre ellas tenemos: soluciones diluidas, concentradas, saturadas y sobresaturadas.

b. Valoradas.- pueden ser soluciones expresadas en unidades físicas y en unidades químicas.En unidades físicas: tenemos soluciones al porcentaje, soluciones al tanto por mil, soluciones partes por millón.

Soluciones al porcentaje (%); expresa los gramos del soluto contenidos en 100 ml de solución. (m/v)

Masa del soluto % (m/v) = x 100

volumen de la solución

Ejemplo: ¿ preparar 150 ml de solución de NaCl al 0.9 % (p/v)? Solución:

0.9 g NaCl 100 ml x 150 ml x = 1.35 g NaCl

preparación: esta solución se prepara, pensado exactamente en una balanza analítica 1.35g de NaCl en un vidrio reloj y luego se lo trasvasa cuantitativamente a un beaker para que sea disuelto en agua destilada y luego de lo cual lo llevamos a una probeta de 150 ml, para que sea

enrasado con agua destilada c.s.p. a un volumen de 120 ml

Soluciones al tanto por mil( %o); son aquellas soluciones en la que la Cantidad de soluto se encuentra disuelta en 1000 ml de solución

Masa del soluto %o (m/v) = x 1000

volumen de la solución Solución partes por millón (p.p.m.); Se define cómo el número de Miligramos de soluto presentes en un kilogramo de solución. Para Soluciones acuosas, donde 1 Kg de solución tinen un volumen Aproximado de 1 litro, se puede aplicar la relación:

mg de soluto ppm (partes por millón) = litro de solución En unidades químicas: tenemos soluciones molales (m), soluciones Molares (M) y soluciones normales (N). Siendo de interés bioquímico las Soluciones molares.

Las soluciones molales (m), son aquellas que expresan los números de Moles del soluto contenidos en un kilogramo de solvente.

Número de moles del soluto m = Kilogramo del solvente

Las soluciones normales (N), son aquellas que expresan el número de Equivalente-gramo de soluto contenido en 1 litro de solución. Su Unidad es normal (N).

Número de equivalente-gramo soluto N =

Litro de solución

Las soluciones molares (M), son aquellas que expresan el número de Moles del soluto contenidos en un litro de solución. Su unidades son la Molaridad (M) , mol / L, mol / dm3 , que son unidades equivalentes.

moles de soluto M = volumen de solución en litros

Ejemplo: ¿Cuál es la molaridad de una solución cuando se disuelven 38g de Ca(OH)2 en 0.75 L de solución?

Resolución: 1 mol Ca(OH)2 = 74.096 g Ca(OH)2

38g Ca(OH)2 = 0.51 moles Ca(OH)2

por lo tanto;

M = 0.51 mol Ca(OH)2 / 0.75 L = 0.68 mol / L = 0.68 M

¿Cómo preparar una solución 1 molar (1M)?La solución 1M se prepara pesando en una balanza 1 mol de soluto y luego se transfiere en un matraz aforado o volumétrico de 1 L y se completa con el solvente hasta completar cantidad suficiente (c.s.p.) hasta tener 1 litro de solución que viene marcado en la línea de aforo o de enrase del matraz.

7.3.COLOIDES: definición, componentes ,clases, propiedades

Definición.- Los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y la mezclas propiamente dichas, no forman medios heterogéneos ni homogéneos. Es decir son un estado transitorio entre las soluciones(homogéneas) y las suspensiones(heterogéneas). También se considera coloide a toda sustancia parecida a la cola, como la goma, gelatina, almidón, albúmina, las proteínas y los cristaloides a las sustancias

cristalinas simples como sales y azúcares que se difunden fácilmente a través de una membrana semipermeable. No existe una clara diferencia entre coloide y cristaloide ; ya que toda sustancia puede pasar al estado coloidal cuando sus partículas o micelas por dispersión o condensación adquieren un tamaño promedio entre 1 a 100 nm, aproximadamente se considera coloides y si el tamaño de la partícula es mayor a 100 nm se considera suspensiones.

Componentes.- Los componentes de un coloide son la fase dispersa ó interna (soluto) y la fase dispersante ó externa (solvente). Si hay afinidad entre la fase dispersa y fase dispersante se denomina liófilos y si no hay afinidad se denomina liófobos.

fasedispersa

fasedispersante nombre ejemplos

Sólido

Sólido

Sólido

Líquido

Líquido

Líquido

Gas

gas

Sólido

Líquido

Gaseoso

Sólido

Líquido

Gaseoso

Sólido

Líquido

Sol sólido

Geles

Aerosol sólido

Emulsión sólida

Emulsión

Aerosol líquido

Espuma sólida

Espuma

Gemas, películas fotográficas

Gelatina, clara de huevo, tinta

Polvo en aire(smog)

Pintura, queso

Mayonesa, leche

Niebla, espuma

Piedra pómez

Espuma, nubes

Tabla 8. Clases de sistemas coloidales

Propiedades:

a. Movimiento browniano, es el movimiento desordenado, caótico y continuo de las partículas a manera de zig-zag.

Este movimiento se debe al choque de las partículas dispersas con las partículas del medio.

b. Efecto de Tyndall, consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto ocurre si los rayos de luz atraviesan una solución verdadera o un líquido puro. Esto ocurre cuando se envía un rayo de luz a través de un coloide y al colocarse el observador en ángulo recto en relación con el rayo de luz, se aprecia que la luz se refleja en la superficie de las partículas.

c. Electroforesis, las micelas presentan carga positivas y negativas y se trasladan en masa al polo positivo anaforesis, ó al negativo, cataforesis, de una corriente continua que atraviesa la solución coloidal. Esta propiedad recibe el nombre de electroforesis. Cómo las partículas con cargas iguales se repelen, la repulsión evita que las partículas se atraigan y se sedimente, determinando así la estabilidad del sistema.

8. EL AGUA.:

8.1. IMPORTANCIA QUÍMICA Y FUNCIONES EN EL ORGANISMOSu formula molecular es H20, sus átomos están unidos mediante enlace covalente polar. Osea que es un dipolo. Los dos átomos de hidrógeno tienen una carga parcial positiva y el átomo de oxígeno tiene una carga parcial negativa. Los organismos vivos contienen entre 60 y 90% de agua y toda la vida depende íntimamente de las propiedades del agua..El agua participa en la mayoría de las reacciones químicas que se generan en las células vivas. Así el oxígeno que se liberan de las plantas verdes, se extrae del agua durante la fotosíntesis. Al sintetizarse un azúcar, una proteína o un ácido nucleico nuestro cuerpo produce agua, en cambio si se digiere estas moléculas biológicas a través de los alimentos se consume agua en las reacciones.En los organismos humanos el agua esta distribuida en los siguientes compartimientos a saber:

a. En el espacio intracelular que está contenidas en las células que constituye el 40 a 50% del peso del cuerpo.

b. En los espacios extracelulares o fuera de la células, constituye el 17 al 20% del peso del cuerpo. Estos espacios pueden ser intersticiales e intra vasculares.

c. En los huesos y cartílagos contiene alrededor del 5% del peso del cuerpo.

d. En los espacios transcelulares constituye alrededor del 1,5% del peso del cuerpo. Estos espacios pequeños se encuentra en algunas cavidades del organismo como en el jugo gástrico, en las glándulas de secreción, en el humor acuoso del ojo, etc.

8.2. PROPIEDADES DEL AGUA

a. El agua es un excelente disolvente universal, es decir que disuelve gran variedad de sustancias inorgánicas y orgánicas como ocurre con los azúcares y las proteínas.

b. Debido a su polaridad el agua disuelve moléculas que se hayan unido mediante enlaces covalentes polares. Sus polos positivos o negativos son atraídos a los polos con cargas opuestas de las moléculas de las sustancias que se están disolviendo. Los iones y las moléculas polares se llaman hidrófilas (afinidad con el agua) por la atracción eléctrica hacia la molécula del agua. Así cuando se disuelve el cristal cloruro de sodio (NaCl) en agua. Los iones de sodio y cloruro son rodeados por los polos de cargas opuestas de las moléculas de agua.Los iones aislados así de la atracción de otras moléculas de sal, se dispersan y el cristal gradualmente se disuelve, proceso denominado hidratación de los compuestos inorgánicos.En el caso de moléculas no polares, es decir que no tienen carga como es el caso de las grasas y los aceites, por lo general no se disuelven en el agua, a estas moléculas se las denominan moléculas hidrófobas (adversidad con el agua). Los aceites forman

glóbulos cuando se vierten en agua, esta tendencia que tienen las moléculas de aceites de agruparse se denomina interacción hidrofóbica.

c. Moléculas de agua están unidas unas con otras mediante puentes de hidrógenos. Debido a la polaridad que presenta el agua. El oxígeno de una molécula de agua que tiene una carga parcial negativa, es atraído por unos de los hidrógenos de otra molécula de agua que tiene una carga parcial positiva, a este tipo de atracción eléctrica se denomina puente de hidrógeno. Los elementos que forman puentes de hidrógenos con el hidrógeno son el oxígeno-hidrógeno, nitrógeno-hidrógeno y flúor- hidrógeno. Una molécula de agua forma puentes de hidrógeno con 4 moléculas de agua a su alrededor.

d. Las moléculas de agua tienden a mantenerse juntas debido a su fuerza de cohesión .Esta cohesión hace que las moléculas produzcan en la superficie del líquido una tensión superficial, es decir, la resistencia que opone la superficie a ser rota.

e. Sus moléculas son adhesivas, es decir; que presenta la tendencia de pegarse a superficies provistas de pequeñas cargas eléctricas. Esto explica que el agua pueda moverse desde las raíces hasta las hojas de una planta a través de unos pequeñísimos tubos que son vasos leñosos y liberianos.

f. Sus moléculas avanzan por capilaridad en tubos estrechos apoyándose en las propiedades cohesivas y adhesivas, tal como ocurre en los vasos sanguíneos.

g. Otras propiedades intrínsecas del agua son su densidad (d= 1g/ml), su calor específico es Ce = 1 cal/goC ya que el agua ayuda a mantener y conservar estable la temperatura, su calor de vaporización es muy elevado, así; Cv = 540 cal/g

h. El agua se comporta como un anfólito, es decir actúa como ácido y base a la vez. Así la disociación del agua produce iones de hidronio (H3O+) e iones (OH)-.

H2O + H2O = H3O+ + (OH)-

base ácido ácido base ión hidronio

9. ACIDOS Y BASES9.1. Semejanzas y diferencias entre ácidos y bases

ACIDOS BASES

Según Arrhenius es toda sustancia que al ionizarse en el agua produce iones de hidrógenos H+ ó hidrogeniones (protón). Ej. HI en agua

Según Arrhenius, esta toda sustancia que al ionizarse en el agua produce iones hidroxilos (OH)-

Ej. K(OH) en agua

Según Bronsted-Lowry, es toda molécula o ión que puede ceder protones. HCl+H2O = H3O++Cl-

Según Lewis es toda sustancia, molécula o ión capaz de aceptar un par de electrones. Así F3B + NH3 = F3BNH3

En soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica

Permanece incolora frente a la fenolftaleína.

Poseen sabor agrio y enrojecen el papel azul de tornasol

Según Bronsted-Lowry, es toda molécula o ión que puede aceptar protones

Según Lewis es toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder un par de electrones

En soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica

Se colorea de púrpura rosada frente a la fenolftaleína.

Poseen sabor amargo o cáustico y colorean de azul el papel rojo de tornasol.

9.2. pH y pOH: definición y escala

El pH (potencial de Hidrógeno) de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de los iones de hidrógenos o hidronios expresado en mol/L. Así.

Como la concentración de hidronio y oxhidrilos es igual a 1x10-14, entonces la concentración de hidronio o bien de oxhidrilos será igual a 1x10-7 M.

La escala de pH expresa la concentración de iones de hidrógenos en una solución empleando una escala de 0 (muy ácida) a 14 (muy básica). Cada cambio de unidad en la escala de pH representa un cambio de 10 veces en la concentración de iones de hidrógeno. En un sentido estricto esta escala presenta un rango de 0.0 a 6.9 para la zona ácida y un rango de 7.1 a 14.0 para la zona alcalina. El rango 7.0 indica la neutralidad. En otras palabras si la concentración de hidrógenos excede a la concentración de hidroxilos, la solución es ácida, es decir es menor a 7. En cambio; si la concentración de hidroxilos es mayor a la concentración de hidrógenos, la solución

p.H = -log H+ pOH = - log OH-

pH + p OH = 14

H3O+ OH- = 1x10-

14H3O+ = OH- = 1x10-7 M

será básica, es decir mayor a 7. Una solución es neutra cuando la concentración de hidrógeno y de hidroxilos se encuentra equilibrada.

Fig 3.- Comparación de la concentración de hidrógeno y de oxhidrilos en una escala de p.H.

Escala y pH de algunos líquidos biológicos

Fig. 4.- Comparación de algunos líquidos biológicos a través de una escala de p.H.

9.3. AMORTIGUADORES O BUFFER : definición, función en el organismo, acidosis y alcalosis.

Los amortiguadores o buffer (sustancias tampón) son compuestos que tienden a mantener una solución a un pH

constante, liberando o captando H+ en repuesta a pequeños cambios en la concentración de H+.

Si la concentración de H+aumenta, los amortiguadores se combina con ellos; si la concentración de H+ baja, los amortiguadores liberan H+. El resultado es que la concentración de H+ vuelve a su estado original. Entre los amortiguadores que suelen hallarse en los organismos vivos tenemos: el bicarbonato (HCO3)- , el fosfato diácido (H2PO4)- y el fosfato monoácido (HPO4)-2.Si la sangre se vuelve demasiado ácida, puede actuar el (HCO3)- para formar H2CO3.

(HCO3)- (ac) + H+ (ac) = H2CO3 (ac) bicarbonato ión hidrógeno ácido carbónico

Si la sangre se vuelve demasiada básica, el H2CO3 libera iones de H+, los cuales se combinan con los iones (OH)- en exceso para formar agua.

H2CO3 (ac) + (OH)- = (HCO3)- + H2O ácido carbónico ión hidroxilo bicarbonato agua

El resultado final es que el pH de la sangre se mantiene cerca de su valor normal que es de 7.35 – 7.45.(7.4).

El término acidosis se aplica a la situación metabólica en la que habitualmente se aprecia un descenso del p.H. de la sangre. En cambio; alcalosis se refiere a la situación metabólica acompañada de un aumento del pH en la sangre.

Revisión de conceptos

1.El núcleo atómico esta formado solo por:a. electronesb. solo por neutronesc. electrones y neutronesd. neutrones y protones

2.Un isótopo radiactivo o radioisótopo es:a. Un isótopo estableb. Un isótopo que no libera energía.c. Un isótopo que se desintegra espontáneamente, liberando energíad. Ninguna de las anteriores son correctas.

3.La electronegatividad se refiere:a. .A la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un

enlace.b. Al salto de un electrón de un nivel a otro nivel de energíac. A la liberación de energía de una reacción químicad. A la suma de los electrones de cada nivel de energía en un átomo.

4. El Puente de hidrógeno se refiere:a. Interacción entre dos átomos no polaresb. A la liberación de los átomos de hidrógeno de una molécula de aguac. A la repulsión que presenta la molécula de agua.d. A la interacción dipolo-dipolo entre un átomo de H unido a un átomo que

puede ser N, O, F.

5. Agente reductor se refiere:a. Al elemento o compuesto que capta electrones para reducirse.b. Al elemento o compuesto que no comparte sus electrones.c. Al limitante de una reacción química.d. Al elemento o compuesto que cede electrones, oxidándose.

6. Son considerados como amortiguadores sanguíneos:a. El ácido sulfúrico(H2SO4) y el bisulfato(HSO4

-)b. El ácido acético(CH3-COOH) y el acetato(CH3-COO-)c. El ácido carbónico(H2CO3) y el bicarbonato(HCO3

-)d. Ninguna son correctas

7. En una zona ácida: a. La concentración de H es menor que la concentración de OH b. La concentración de H es igual a la concentración OH c. La concentración de H es mayor a la concentración de OH d. Ninguna son correctas

PARTE II

QUÍMICA ORGÁNICA

1. GENERALIDADES : Química orgánica, compuestos orgánicos e hidrocarburos.Se denomina Química Orgánica a la ciencia que estudia en forma particular al elemento carbono y todos sus derivados.Se denomina compuestos orgánicos aquel que esta formado fundamentalmente por los elementos carbono e hidrógeno, aunque tambien se encuentra enlazados otros elementos como el oxígeno, el nitrógeno, el fósforo, el azufre, entre otros.. En cambio; se denomina hidrocarburos aquel compuesto que esta formado por los elementos carbono e hidrógeno.

2.DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS

COMPUESTOS ORGÁNICOS COMPUESTOS INORGÀNICOS

Sus átomos están unidos por covalencia

No son electrolitos, no conducen la corriente eléctrica. Como el caucho, la baquelita, la madera, etc.

Son inestables a los agentes físicos como el tiempo, la temperatura, la luz. Por esta razón estas sustancias son conservadas en frascos oscuros o ámbar, en refrigeración y tienen un periodo limitado de vida útil. Así tenemos los sueros y las penicilinas.

Son solubles en solventes orgánicos como el éter, el alcohol etílico, la acetona, el diluyente, el cloroformo. Aquí se aplica la regla de la solubilidad “lo igual disuelve a lo igual”

Sus átomos están unidos por electro valencia o enlace metálico

Son electrolitos, conducen la corriente eléctrica. Así tenemos el Cloruro de sodio, el cobre, etc.

Presenta estabilidad a los agentes físicos como el calor, temperatura y tiempo. Así tenemos el aluminio, el vidrio, el oro. Aunque existen excepciones como en el caso del nitrato de plata q debe ser conservado en ausencia de luz, el hierro se oxida en presencia del aire.

Son soluble en solventes inorgánicos como el agua, el ácido clorhídrico, el ácido nítrico, etc. Aunque existen excepciones como en el caso del azúcar que es un compuesto orgánico y es soluble en agua

Son moleculares y forman una red molecular no compacta, por ello son suaves y funden a temperatura inferiores a los 500 oC.

Tienen punto de fusión y de ebullición bajos

Generalmente son iónicos y forman una red cristalina rígida y funden a temperatura superiores a los 500 oC

Tienen punto de fusión y de ebullición elevados

3. CLASIFICACIÓN DE LOS HIDROCARBUROS

saturados alcanos o parafínicos acíclico

o alquenos u olefínicos

alifáticos insaturados alquinos o acetilénicos

ciclánicosHidrocarburos

mononucleados

ciclicos o homocíclicos polinucleados aromáticos bencénicos núcleos condensados

heterocíclicos

3.1. HIDROCARBUROS ACÍCLICOS: saturados e insaturadosLos hidrocarburos acíclicos o alifáticos son aquellos que no forman ciclo o anillo, son hidrocarburos de cadena abierta. Pueden ser:

a. saturados, si la unión entre carbonos lo hacen por ligadura simple entre carbono y carbono. También se los denomina alcanos o parafínicos ,su terminación es en ano y su fórmula general es CnH2n + 2. Así tenemos el etano y el butano. Etano C2H6

Butano C4H10

b. insaturados, si la unión entre carbonos lo realizan por doble o triple ligadura y puede ser:alquenos, si la unión entre carbono y carbono lo hace por ligadura doble. A estos compuestos también se los denomina olefínicos, su terminación es en eno o ileno y su fórmula general es CnH2n. Así por ejemplo el propileno y el buteno.o butileno. butenoC4H8

propileno C3H6

alquinos, si la unión entre carbono y carbono lo hace por ligadura triple. A estos compuestos se los llama también acetilénicos, su terminación es ino y su fórmula general es CnH2n-2. Así tenemos el etino y el pentino

Etino C2H2

Pentino C5H8

3.3. HIDROCARBUROS CÍCLICOS: ciclánicos y bencénicos

Los hidrocarburos cíclicos también se los llama aromáticos porque forman ciclos o anillos, son de cadena cerrada y pueden ser:

a. ciclánicos, si la cadena cerrada esta formada de 3, 4 ó 5 átomos de carbono. Así tenemos el ciclo propano.

CH 2

CH2 CH2

b. bencénicos, si el núcleo esta formado por 6 átomos de carbono unidos por 3 dobles enlaces alternados, anillo que recibe el nombre de benceno o feno(ciclo hexano 1,3,5 trieno). Y pueden ser homocíclicos y heterocíclicos.

Es homocíclico si los 6 átomos del ciclo son carbono y pueden ser mononucleados, polinucleados y núcleos condensados.

Es mononucleados cuando tiene un solo núcleo bencénico, así tenemos el benceno.

Es polinucleado cuando tienen dos o mas núcleos bencénicos unidos por su vértices. Así tenemos el bifenilo.

Son núcleos condensados si tienen mas de dos núcleos bencénicos unidos por las aristas. Así tenemos el naftaleno y el antraceno.

Son heterocíclicos, cuando existe en el ciclo un átomo que no sea carbono. Así tenemos la piridina.

4.PROPIEDADES GENERALES DE LOS HIDROCARBUROS: Físicas y Químicas

a. Propiedades Físicas.- Los hidrocarburos saturados tienen diferentes estados físicos que va de acuerdo al número de átomos de carbono. Así, del C1 al C4 son gases de ahí su uso como el gas de cocina que es una mezcla en partes iguales de propano y butano. Del C5 al C17 son líquidos en donde se encuentra incluidas las gasolinas, el diesel, el kerex, los aceites. Del C18 en adelante son sólidos como ocurre en las grasas, brea, alquitrán, parafinas, etc. El punto de ebullición aumenta con el aumento del peso molecular. Así el metano hierve a los –162oC, el decano a los 174oC, el octadecano a los 306oC. Los hidrocarburos son insolubles en agua.

b. propiedades químicas.- Los hidrocarburos tienen escasa reactividad son prácticamente inertes. Entre las propiedades químicas tenemos:

Oxidación, son combustibles, arden en el aire. De acuerdo a la cantidad de oxígeno existe una combustión completa e incompleta. Combustión que puede ser observada y comprobada a la llama del mechero de bunsen.

Combustión completa del propano

C3H8(g) + 5 O2(g) = 3CO2(g) + 4H2O(l)

Combustión incompleta del propano

C3H8(g) + 3/2 O2(g) = CO2(g) + 4H2O(l) + C(s) + CO(s)

Halogenación, en condiciones normales no reaccionan con los halógenos, pero en presencia de la luz ultravioleta (u.v) producen algunas reacciones. El mas reactivo es el flúor el yodo casi no se combina.

CH4 + Cl2 + luz uv = CH3-Cl + HCl monoclorometano CH3-Cl + Cl2 + luz uv = CH2-Cl2 + HCl diclorometano CH2-Cl2 + Cl2 + luz uv = CH-Cl3 + HCl triclorometano(cloroformo)

CH-Cl3 + Cl2 + luz uv = C-Cl4 + HCl tetraclorometano

Cuando los hidrocarburos tiene hidrógenos en carbonos secundarios y terciarios, la sustitución de halógenos es más violenta en los terciarios, luego en los secundarios y finalmente en los primarios. En este mismo proceso se producen isómeros.Nitración, reaccionan con el ácido nítrico los hidrocarburos saturados para formar compuestos nitrados.

CH3-CH2-CH2-NO2 (1 nitro propano) CH3-CH2-CH3 + HNO3 400oC

CH3-CH(NO2)-CH3 (2 nitropropano)

5. EL CARBONO: propiedades, tipos de enlace entre carbono y carbono, clases de átomos de carbono.

2.4.1. Propiedades.-El símbolo del carbono es C , su número atómico es 6 y su masa atómica es 12. Implica que tiene 6 protones y 6 neutrones en el núcleo y su configuración electrónica es 1S2 2S22P2 . Este átomo es tetravalente, lo que implica que puede ser saturado con 4 átomos de hidrógeno para formar el metano.

2.4.2. Tipos de enlace entre carbono y carbono.- En la tabla periódica existe un elemento que tiene la propiedad de unirse consigo mismo y este es el carbono. Debido a esto es que el carbono puede ligarse a otro carbono mediante ligaduras simples, dobles y tripes.

a. El enlace simple ocurre cuando cada átomo de carbono participa con un electrón para formar un par de electrones entre carbono y carbono. Por lo tanto existen tres valencias libres que pueden ser saturados por otros átomos como el hidrógeno. Este tipo de ligadura es propio de los compuestos saturados o alcanos (ano).

C : C

b. El enlace doble ocurre cuando cada átomo de carbono participa con dos electrones, formando dos pares de electrones entre carbono y carbono. Por lo tanto existen dos valencias libres que pueden ser saturadas por átomos de hidrógeno. Este tipo de ligadura es propio de la compuestos insaturados o alquenos (eno ó ileno).

C : : C

c. El enlace triple ocurre cuando cada átomo de carbono participa con 3 electrones, formando tres pares de electrones entre carbono y carbono. Este tipo de ligadura es propio de los compuestos insaturados ó alquinos (ino).

2.4.3. Clases de átomos de carbono:

a. El carbón primario, es aquel que está unido a otro átomo de carbono y generalmente lleva 3 hidrógenos. Ej.El C1 y el C3 del propano.

CH3 – CH2 – CH3

c. El carbón secundario, es aquel que esta unido a dos átomos de carbono y generalmente lleva dos hidrógenos. Ej. el C2 del propano.

CH3 – CH2 –CH3

d. El carbón terciario, es aquel que está unido a 3 átomos de carbono y generalmente lleva un hidrógeno. Ej. El 2 metil butano

CH3

I CH3 – CH – CH2 – CH3

e. El carbón cuaternario esta ligado a cuatro átomos de carbono y no lleva ningún hidrógeno. Ej. El 2,2 dimetil butano.

CH3

I CH3 – C – CH2 – CH3

I CH3

Ejemplo:Escribir el 2,2 dimetil, 4 metil 5 hexeno e indique el número de átomos de carbono primario, secundario, terciario y cuaternario.

CH3 CH3 P = 5 I I S = 2 CH3 – C – CH2 – CH – CH = CH2 T = 1 I C = 1 CH3 total = 9

Ejercicio en clase:

Indique el número de átomos de carbono primario, secundario, terciario y cuaternario de los siguientes cuerpos orgánicos.

a. 2,2 dimetil, 4 etil hexano

b. 2 metil, 4,4 metil, propil hexano

c. 2 meten, 3,3 dietil 5,6 heptadieno

d. 2,2 metil, etil 3 butino

e. 3 isopropil 4 pentileno

f. 2 eten 4,4 dietil hexano

g. 3 meten 5 eten 7 octino

h. 3 terbutil 5 etil hexano

i. 2,2 diisopropil 3,4 pentadieno.

j. 2 metil 4 terbutil 5 hexeno

6. FÓRMULAS USADAS EN QUÍMICA ORGÁNICA: molecular, mínima, semidesarrollada, desarrollada o estructural y electrónica

2.5.1. Fórmula molecular o condensada.- indica la proporción real de los átomos que forman parte de la molécula. No admiten

simplificación sus subíndices. Así tenemos la molécula de la glucosa.

C6H12O6

2.5.2. Fórmula mínima,. Indica la proporción simplificada de los átomos que forman parte de la molécula. Así la formula mínima de la glucosa sería

CH2O 2.5.3. Fórmula semidesarrollada.- Es una forma de representar una fórmula desarrollada en forma condensada. Así tenemos el pentano.

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 ó bien; CH3-(CH2)3-CH3

2.5.4. Fórmula estructural o desarrollada.- indica la disposición de los átomos en la molécula. También nos indica el tipo de ligadura existente entre carbono y carbono por lo que nos indica su valencia. Así tenemos el etano. H H

I I H - C - C - H I I

H H

2.5.5. Fórmula electrónica.- Indica la participación de electrones de Valencia entre carbono y carbono, mediante puntos, equis, asteriscos según Lewis.Así tenemos la fórmula electrónica del eteno o etileno.

H H * · · *

C : : C * · · *

H H

7. FUNCIÓN QUÍMICA: radical y grupo funcionalSe define como función química al átomo, ión o grupo atómico que caracteriza el comportamiento físico y fisiológico de un cuerpo. Así el grupo R – (OH) es típico de la función alcohol, el grupo R – NH2 es una amina primaria, etc.En un cuerpo orgánico se considera dos partes:a. La parte inerte que constituye el radical y se lo representa con la letra - R para los compuestos acíclicos y con - Ar para los aromáticos.b. La parte funcional o grupo funcional que se adosa al radical ( R ó Ar ) y de él depende las propiedades del cuerpo.Ejemplos:

MOLÉCULA RADICALGRUPO

FUNCIONAL

CH3 OH

C2H5 COOH

C6H5 CHO

C2H5 NH2

CH3 –

C2H5 -

C6H5 –

C2H5 -

- OH

- COOH

- CHO

- NH2

7.1. Prefijos de los 20 primeros hidrocarburos

NÚMERO DE ATOMOS DE CARBONO

PREFIJO

C1C2C3C4C5C6C7C8C9

C10C11C12C13C14C15C16C17C18C19C20

Met, monoEt, di, bi, bisProp, triBut, tetraPentaHexaHeptaOctaNonaDecaUndecaDodecaTridecaTetradecaPentadecaHexadecaHeptadecaOctadecaNonadecaEicosa

7.2. NOMENCLATURA DE LAS FUNCIONES QUÍMICAS ORGÁNICAS7.2. 1. NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUE CONTIENEN C-H

FUNCIÓN GRUPO FUNCIONAL

SUFIJO

Saturados

Insaturados

insaturados

Ano

Eno ó ileno

ino

7.2.2. NOMENCLATURA DE LAS FUNCIONES QUE CONTIENEN C-H-O

FUNCIÓN GRUPO FUNCIONAL SUFIJO

alcohol

aldehído

cetona

ácido carboxílico

éter

éster

R - OH

R - CHO

R – CO - R

R - COOH

R – O - R

R – COO - R

ol

al

ona

oico

il oxi il

ato de ilo

2.7.3. NOMENCLATURA DE LAS FUNCIONES QUE CONTIENEN C-H-N

FUNCIÓN GRUPO FUNCIONAL SUFIJO

Amina primaria

Amina secundaria

Amina terciaria

Nitrilos

Isonitrilos

R – NH2

R2 – NH

R3 - N

R – CN

R - NC

Il – amina

Diil – amina

Triil – amina

Ano –nitrilo(cianuro de ilo)ano – isonitrilo(isocianuro de ilo)

2.7.4. NOMENCLATURA DE LAS FUNCIONES QUE CONTIENEN C-H-O-N

FUNCIÓN GRUPO FUNCIONAL

SUFIJO

Amida primaria

Amida secundaria

Amida terciaria

R – CO – NH2

R2 – CO – NH

R3 – CO - N

Ano – amida

Diano – amida

Triano - amida

Ejemplos:

Analice la fórmula semidesarrollada de las siguientes moléculas orgánicas:

1. hexano: CH3 – (CH2)4 – CH3 2. 2,4 hexano dieno: CH3 – CH = CH – CH = CH – CH3 3. 2 butino: CH3 – C = C – CH3

4. isopropanol ó 2- propanol: CH3 – CH(OH) – CH3 5. propano triol o glicerina: CH2(OH) – CH(OH) – CH2(OH)6. etanal o etanaldehido: CH3 – CHO7. 2 butenal ó 2 butenaldehído: CH3 – CH = CH – CHO8. propanona o acetona: CH3 – CO – CH3 9. metil, etil, cetona: CH3 – CO – CH2 – CH3 10. ácido etanoico ó acido acético: CH3 – COOH11. ácido hexadecanoico ó ácido palmítico: CH3 – (CH2)14

– COOH12. ácido octadecanoico o ácido esteárico: CH3 – (CH2)16

– COOH13. etil oxi etil ó etoxi etano ó éter etílico: CH3 – CH2 – O

– CH2 – CH3

14. propóxibutano: CH3 – CH2- CH2 – O – CH2 – (CH2)2 – CH3

Ejercicio en clase:Escriba la fórmula molecular, semidesarrollada y estructural de los siguientes cuerpos orgánicos.

a. Alcohol isopropílico o. fenolb. Metil oxi etil ó metoxi etilo p. Trietanolamina

(trolamina)c. Acetato de butilo ó etanoato de butilo q. Propanoato de

etilod. Metil. Etil amina r. 2 hidroxi butano e. Butano nitrilo ó cianuro de propilo. s. Propanona ó

acetonaf. Benzaldehido ó aldehido benzoico t. Ácido propiónicog. Pentanoh. Propano isonitrilo ó isocianuro de etiloi. Etan, propan, butan amidaj. Metil, etil cetonak. Etil oxi etil ó éter etílicol. Ácido acético ó ácido etanoico.m. Glicerina ó glicerol (propano triol)n. Benceno ó feno

8. ISÓMEROS: Definición y clasificación

Definición.- Se define como isómeros aquellas moléculas que presentan la misma fórmula molecular o condensada y presentan fórmulas estructurales diferentes.Clasificación

de cadena o nuclear

estructural de posición

funcional ISOMERÍA

óptica

espacial geométrica

esteroisomería

8.1. ISÓMEROS ESTRUCTURALES: de cadena, de posición, funcional

Los isómero estructurales, son aquellos que teniendo la misma fórmula condensada tienen diferentes fórmulas estructurales y se dividen en:

a. Isomería de cadena, sus isómeros se diferencian en la conformación de la cadena. Así como ejemplo los isómeros del

C6H14

CH3 –CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 CH3-CH-CH2-CH2-CH3

I n-hexano CH3

2 metil 61ldehídCH3

I CH3 – CH – CH –CH3

CH3 – C- CH2- CH3 I I I CH3 CH3

CH3

2,2, dimetil butano 2,3 dimetil butano

b. Isomería de posición, los isómeros presentan el grupo funcional en diferente posición de la cadena. Así tenemos los isómeros del

C3H8O

CH3 – CH2 – CH2 OH CH3 – CH(OH) – CH3

n-propanol 2-propanolc. Isomería de grupo funcional, consiste que teniendo la misma

fórmula condensada, tienen diferentes fórmulas desarrolladas y presentan diferentes grupos funcionales, por lo que presentan

diferentes propiedades físicas y fisiologicazas tenemos los isómeros del

C2H6O

CH3 – CH2 OH CH3 – O – CH3

Etanol(alcohol) metóxi de metilo(éter)

C3H6O

CH3 – CH2 – CHO CH3 – CO – CH3 CH2 = CH – CH2OH Propanal propanona 2-propenol

(62ldehído) (cetona) (alcohol)

8.2. ISOMEROS ESPACIALES: ópticos, geométricos y esteroisómeros

Los isómeros espaciales, son los que se encuentran realmente En el espacio, es decir son tridimensionales. Pueden ser:

a. Isomería óptica, se basa en la propiedad de desviar las vibraciones de la luz polarizada de un polarímetro. Estas sustancias son óptimamente activas. Si la sustancia desvía la luz hacia la derecha se las llama dextrógiras (D) y si desvían la luz hacia la izquierda se las llama levógiras(L). Además si el grupo funcional está a la derecha (+) y si esta a la izquierda (-). Así como ejemplo:

el gliceraldehido C2H5O2 - CHO

CHO CHO I I HO - C - H H – C - OH

I ICH2OH CH2OH

L(-) gliceraldehido D(+) gliceraldehido

b. Isomería geométrica, esta isomería se presenta en aquellas moléculas que tienen doble enlace. El prefijo “cis” significa que la disposición de los sustituyentes se encuentra en el mismo lado, el isómero “tras” tienen los sustituyentes en lados diferentes. Ejemplos:

H – C - Cl H – C - Cl II II H – C – Cl Cl – C - H

Cis 1,2 dicloetileno trans 1,2 dicloro etileno

H – C - COOH H – C - COOHII II

H – C - COOH HOOC – C - H ácido cis betenodioico ácido trans butenodioico

ácido maleico ácido fumárico

c. Esteroisomería, Poseen fórmulas moleculares idénticas, se diferencian por la orientación espacial de sus átomos (pero que son iguales entre sí en cuanto a qué átomos están unidos a cuáles otros. Pueden ser enantiómeros y diasteroisómeros.

Los enantiómeros, Son esteroisómeros que son imágenes especulares entre sí.

Los diasteroisómeros, Son esteroisómeros que no son imágenes especulares entre sí.

Enantiómeros del 1 cloro 1 bromo etano

Fig. 5.- Los enantiómeros en el espacio son imágenes especulares

9. MONÓMEROS Y POLÍMEROS: Definición.

2.9.1. Definición.- Se denomina monómero a la unidad estructural más simple de la macromolécula que posee cierta configuración capaz de unirse consigo mismo. Así el

etileno es un monómero del polietileno. Se denomina polímero aquella macromolécula o molécula gigante, formada por la unión de muchos monómeros. Así por ejemplo el polietileno, la celulosa, etc.

Sistema tradicional estireno poliestireno

Sistema IUPAC fenileteno 1-feniletileno poli(1-feniletileno)

Ejemplo de monómero y de polímero.

9.1. Tipos de unión de monómeros para formar polímeros en las moléculas biológicas.

POLÍMERO MONÓMEROTIPO DE UNIÓN

Carbohidratos

Lípidos

Proteínas

Ácidos nucleicos

Monosacáridos

Ácidos grasos

Aminoácidos

nucleótidos

Uniones glucosídica

Enlace éster

Enlace peptídico

Enlace fosfodiéster

Tabla 9.- Monómeros y polímeros de las moléculas biológicas

PARTE IIIMOLÉCULAS BIOLÓGICAS

1. CARBOHIDRATOS: sinonimia, definición, fórmula general y funciónSinonimía: hidratos de carbono, azúcares, sacáridos, glucidos, glícidos.Definición.- son moléculas formadas por carbono hidrógeno y oxígeno en proporción aproximada de 1:2:1, con fórmula química (CH2O)n

Función de los carbohidratos:1) Fuente de energía celular inmediata2) Almacenamiento de energía3) Componentes estructural de la pared celular de plantas y del

exoesqueleto vegetal.4) Forman parte de otros compuestos como los ácidos nucleicos y

la glucoproteínas.1.1. CLASIFICACIÓN

Aldotriosas: aldehido glicérico Cetotriosas: Dihidroxiacetona

Triosas

Eritrosa tetrosa treosa desoxirribosa

ribosa

Aldopentosas: Arabinosa Xilosa

MONOSACARIDOS pentosas ribulosa cetopentosas

xilulosa glucosa

gulosa aldosa manosa

galactosa alosa hexosas

fructosacetona

cetosalactosa

reductores maltosa

DISACÁRIDOS no reductores sacarosa

TRISACÁRIDOS rafinosa

arabano pentosanos xilano

POLISACÁRIDOS amilosa

almidón amilopeptina

hexosanos

glucógeno

CARBOHIDRATOS

celulosa inulina

DERIVADOS gomas, mucílago, hemicelulosa

1.1. 1. Monosacáridos: Isómeros de la glucosa, función en el organismo, glicemia, reacción hemiacetal de la glucosa y su forma cíclica (fórmula de Fisher, de Haworth), &-glucosa y b-glucosa

Isómeros de la glucosa

CHO CH2OH C I I I H - C – OH C = O C I I I HO – C – H HO - C - H C I I I H – C – OH H - C - OH C I I I H – C – OH H -C – OH C I I I CH2OH CH2OH C

Función en el organismo.- En cuanto al metabolismo, la glucosa en el hígado puede ser utilizada como fuente de energía, transformarse en glucógeno, o bien cuando las reservas de glucógeno están cubiertas, transformarse en grasa.

La glucosa se va a oxidar para obtener energía sobre todo en el sistema nervioso, pero también en otros tejidos. Esta combustión se realiza mediante la glucólisis, que puede ser aeróbica o anaerobia.

En el almacenamiento, la glucosa va a pasar a glucógeno principalmente en músculo e hígado. Una parte de la glucosa pasa a grasa adiposa.

En el periodo interdigestivo, los depósitos se movilizan; el glucógeno pasará a glucosa (tanto el del hígado como el del músculo, pero sólo se distribuye la del hígado) y a partir de la grasa, también se obtiene energía mediante la oxidación de sus compuestos. La grasa no aporta energía en el sistema nervioso

La glucemia o glicemia es la medida de concentración de glucosa en el plasma sanguíneo. En ayunas, los niveles

normales de glucosa oscilan entre los 70 mg/dl y los 100 mg/dL. Cuando la glucemia es inferior a este umbral se habla de "hipoglucemia"; cuando se encuentra entre los 100 y 125 mg/dL se habla de "glucosa alterada en ayuno", y cuando supera los 126 mg/dL se alcanza la condición de "hiperglucemia". Constituye una de las más importantes variables que se regulan en el medio interno (homeostasis).

Reacción hemiacetal de la glucosa

Formula de Fisher

1 H - C = O H – C - OH I I 2 H – C – OH H - C - OH I I O 3 HO – C – H HO – C - H I I 4 H – C – OH H – C - OH I I 5 H – C – OH H - C I I 6 CH2OH CH2OH

Según Fischer manifiesta que la glucosa, es posible que reaccione con el grupo aldehído del carbono 1 con el grupo alcohólico del carbono cinco, dando como producto un hemiacetal.

Fórmula de Hawort

Según Hawort, toma como base la fórmula de Fisher, pero dá a la glucosa forma cíclicas, tomando como base al furano y al pirano (con núcleos de 5 )

Formas & - Glucosa y b – Glucosa

1.1.2. DISACÁRIDOS: definición, clases, condensación e hidrólisis, uniones glucosídicas.

Los disacáridos son un tipo de hidratos de carbono, formados por la unión de dos monosacáridos iguales o distintos. La fórmula empírica de los disacáridos es C12H22O11. El enlace covalente entre dos monosacáridos provoca la eliminación de un átomo de hidrógeno de uno de los monosacáridos y de un grupo hidroxilo del otro monosacárido.

En el organismo a nivel de la mucosa del tubo digestivo del hombre existen unas enzimas llamadas disacaridasas, que hidrolizan el enlace glucosídico que une a los dos monosacáridos, para su absorción intestinal.

Clases.- Dependiendo de la unión de los diferentes tipos de monosacáridos se clasifican en:

1. Sacarosa: Formada por la unión de una glucosa y una fructosa. A la sacarosa se le llama también azúcar común. No tiene poder reductor.

2. Lactosa: Formada por la unión de una glucosa y una galactosa. Es el azúcar de la leche. Tiene poder reductor

3. Maltosa: Formada por la unión de dos glucosas,Tienen poder reductor.

Reacciones de condensación o de síntesis de los disacáridos.

Reacciones de hidrólisis de los disacáridos

DisacáridoHidrolas

a (enzima)

Monosacáridosresusltantes

Tipo de enlace

que hidroliz

a

Maltosa + H2O

Lactosa + H2O

Sacarosa + H2O

maltasa®

Lactasa ®

sacarasa ®

2 D-Glucosa

D-glucosa + D-galactosa

D-glucosa + D-fructosa

(a1- 4)

(b1-4)

(a1-2)

Uniones glucosídicas

Las uniones glucosídicas ocurren entre el H del grupo (OH) del carbono 1 de una glucosa con el grupo (OH) del carbono 4 de la

otra glucosa. Formando de esta manera, el disacárido correspondiente con perdida de una molécula de agua proceso denominado como síntesis por deshidratación.

1.1.3.POLISACÁRIDOS: definición ,clases, característica del almidón, glucógeno y celulosa.

Definición.- Son polímeros de alto peso molecular, constituido por un número grande de monosacáridos unidos entre sín mediante enlaces glucosídicos. Su fórmula general es (C6H10O5)n. En muchos de estos componentes el monómero es la &-D-glucosa. Sin embargo, se conocen polisacáridos que contienen D-manosa, D-galactosa, L-galactosa, L-arabinosa, etc. Son sólidos amorfos, insolubles en el agua e insípidos. Sus productos de hidrólisis son monosacáridos.

Clases.- Se clasifican en pentosano (arabano , xilano) y exosanos (almidón, glucógeno, celulosa e inulina). De todos ellos los más importante son el almidón, glucógeno y celulosa.

Característica del almidón, glucógeno y celulosa

a. Almidón. Polisacárido de reserva en las plantas. Sus monómeros están formados exclusivamente por &-D-glucosa. En la naturaleza se presenta como pequeños granos visibles al microscopio y con forma diferente para cada especie. Frente al agua caliente se hincha, produciendo una dispersión coloidal opaca, conocida como engrudo de almidón. Frente al Yodo dan una coloración azul. El almidón natural es una mezcla de amilosa y amilopeptina, que se puede separar fácilmente ya que la amilosa es soluble en agua caliente y la amilopectina no. La amilosa se presenta en un 25% y el 70% en amilopeptina. Además el peso molecular de la amilopectina es 5 veces mayor que la amilosa, lo que explica su insolubilidad en el agua.

b. Glucógeno. polisacárido de reserva en los organismos animales; es almacenado en el hígado y en el músculo, como glucógeno. Sus monómeros estan constituidos por &-D-glucosa unidas por enlaces glucosídicos 1,4 con ramificaciones considerables en el cual intervienen enlaces 1,6. El glucógeno difiere de la amilopeptina en que está más ramificada, pues tiene una cadena de glucosa terminal por cada 12 a 20 unidades de glucosa. Los pesos moleculares de los glucógenos varían de 250 000 a varios millones. Frente al yodo dan un color rojo violeta y frente a los álcalis presenta estabilidad, pero presenta hidrólisis ácida con mucha facilidad.

c. Celulosa, polisacárido más abundante de la naturaleza y se encuentra formando en las plantas los tejidos de sostén. La hidrólisis completa de celulosa da solo &-D-glucosa y su hidrólisis parcial da la celobiosa. La formación de celobiosa muestra que las unidades de glucosa en la celulosa están unidas con otras por enlaces beta. Los pesos moleculares varían entre los 50 000 y 500 000. La celulosa es insoluble en agua y en todos los disolventes orgánicos. No reacciona con los reactivos de Tollens,

Fehling ó Benedict pero se disuelve en reactivos especiales como la solución amoniacala de sulfáto cúprico, reactivo de Schweitzer.

2. LÍPIDOS

3.2.1. sinonimia , definición, oxidación biológica e importancia en el organismo.

Definición.- Las grasa químicamente son ésteres de la glicerina y fisiológicamente son alimentos energéticos que al quemarse en el organismo proporciona la energía necesaria en el cuerpo humano ( 1g de grasa produce alrededor de 9500 cal). Hay que diferenciar las grasas alimenticias que contienen C-H-O (aunque algunas contiene P y N,

cómo ocurre en los fosfolípidos) de las grasas lubricantes que sólo contienen C-H.

Sinonimia.- A los lípidos también se lo conoce como grasas, glicéridos.

2.1. CLASIFICACIÓN

Clasificación

acilglicéridos simples céridos saponificables fosfolípidos complejo Por su glucolípidos Saponificación terpenos Insaponificables esteroides prostaglandinas

sólidos: manteca de cerdo animales

líquidos: aceite de bacalao

Por su Origen sólidos : manteca de cacao vegetales

Líquidos: aceite de oliva

aceites minerales: derivados del petróleo

Por su aceites esenciales: aceite de clavo Categoría

LÍPIDOS

aceites vegetales: ésteres de la glicerina

Oxidación biológica. e importancia en el organismo- La combustión de 1 g de grasa o aceite comestible a CO2 y H2O en el organismo produce alrededor de 9.500 cal, constituyéndose de esta manera el principio alimenticio más rico en energía y son almacenadas en el organismo para su oxidación cuando se lo requiera.

En el metabolismo de las grasas, sufren el proceso de hidrólisis enzimático y son desdoblada a glicerina y ácidos grasos. La oxidación de estos determina una ruptura de la molécula eliminándose el grupo carboxilo y el carbono alfa, de manera que el resultado de la oxidación es una cadena de menor número de átomos, pues se pierde 2 carbonos.

R-CH2-CH2-COOH oxi R-CHOH-CH2-COOH oxi R-CO-CH2-COOH

oxi R-COOH + 2CO2 + H2O

En la diabetes, es incompleta la oxidación de los ácidos grasos, acumulándose cuerpos cetónicos en el organismo y que están formados sobre todo por acetona, ácido beta hidroxibutírico y ácido aceto acético.

Formación de una grasa y fórmula general de una grasas: mono, di y triacilglicéridos.

2.2. Formación de una grasa y fórmula general de los lípidos

Para forma una grasa o lípido se requiere:a. 1 molécula de glicerol (glicerina ó propano triol)b. 3 moléculas de ácidos carboxílicos superiores (del C12 al C18).

Hay que tomar en cuenta si las tres moléculas de ácidos carboxílicos son idénticas, se obtiene una grasa simple. En cambio; si las moléculas de ácidos carboxílicos son diferentes se obtendrá una grasa mixta.

Fórmula general de una grasa

CH2 – COO – R1

ICH - COO – R2

ICH2 – COO – R3

(R1, R2, R3 pueden ser iguales ó diferentes)

2.3. ACILGLICÉRIDOS: mono, di y triacilglicéridos.

Los acilglicéridos son moléculas que se forman por 1, 2 y 3 moléculas de ácidos grasos. Si la glicerina se combina con 1 molécula de ácido graso se formará un monoacilglicérido o monoglicérido. Si la unión ocurre entre la glicerina y 2 moléculas de ácido graso se formará un diacilglicérido o diglicérido. Finalmente si la unión se da entre la glicerina y 3 moléculas de ácidos grasos se formará un triacilglicéridos o triglicéridos.

Ejemplo:

Obtenga el monolaurato de glicerilo (monoacilglicérido)

CH2 – OH CH2 – COO – C11H23

I I CH - OH + C11H23 – COOH 3H2O + CH - COO – C11H23

I I CH2 – OH CH 2- COO – C11H23

glicerina ácido laurico agua monolaurato de glicerilo monolaurína

Obtenga el margarato, palmitato y oleato de glicerilo (triacilglicéridos)

CH2 – OH C16H33 - COOH CH2 – COO – C16H33

I I CH - OH + C15H31 – COOH 3H2O + CH - COO – C15H31

I I CH2 - OH C17H33 - COOH CH2 – COO – C17H33

glicerina ácidos grasos agua triglicérido

2.4. SAPONIFICACIÓN

La saponificación es una propiedad que tienen las grasas de reaccionar con los álcalis cáusticos (bases o hidróxidos),

especialmente con el Na(OH) y el K(OH), formando una molécula de glicerina y 3 moléculas de sales de los ácidos que se llaman jabones.

Los jabones son sales metálicas de los ácidos grasos superiores como el palmítico oleico y esteárico. La diferencia entre los jabones de sodio y jabones de potasio está es que los unos son duros y los otros son blandos. En el caso de los jabones de calcio y magnesio son insolubles en el agua y precipitan en las aguas duras.

Actualmente se está reemplazando los jabones por detergentes que tienen propiedades semejantes e incluso pueden actuar en aguas duras sin precipitar.

Esquema de la reacción de saponificación

CH2 – COO – R NaOH CH2 - OH I I CH - COO – R + NaOH calor CH - OH + 3R - COONa I I CH2 – COO - R NaOH CH2 - OH

Grasa álcalis glicerol sal de sodio (jabón )

4. PROTEÍNAS: sinonimia, definición. Sinonimia, Se define como proteína a los polipéptidos naturales, de gran peso molecular constituida por aminoácidos. Es decir son macromoléculas formadas por C-H-O-N. Algunas contienen azufre, fósforo. Traza de hierro, cobre, manganeso, etc.La hidrólisis de la proteínas es un proceso por el cual se va degradando en moléculas más simples. Así:

PROTEÍNAS

3.1. CLASIFICACIÓN

albúmina globulinas

histonasglobulares protaminas(solubles) prolaminas

gluteínas hormonas

simples enzimas(holoproteínas) hemoglobina

PROTEOSA

PEPTONA

POLIPÉPTIDO

PÉPTIDO

PROTEÍNAS

AMINO ÁCIDO

colágenosfibrosas elastina

(insolubles) escleroproteínas queratinasfibroínas

fosfoproteínasconjugadas cromoproteinas

(heteroproteínas) nucleoproteínasglicoproteínaslipoproteínas

3.1.1. PROTEÍNAS SIMPLES: globulares y fibrosasLas proteínas simples son las que mediante la hidrólisis dan aminoácidos. De acuerdo a esto pueden ser:

1. Proteínas globulares.- Son solubles en agua y de estructura cristalina y ramificada, pueden ser:

a. Albúmina, son hidrosolubles y precipitan cuando se disuelven sales en sus disoluciones. Ej. La albúmina de la clara de huevo y la lactoalbúmina de la leche.

b. Globulinas, solubles en disoluciones salinas e insolubles en agua. Ej. La ovoglobulína de la clara de huevo.

c. Histonas, son hidrosolubles y precipitan con el amoniaco.Ej. la globina presente en la sangre.

d. Protaminas, son solubles en agua, amoniaco y ácidos diluidos. De peso molecular bajo y se lo encuentra en los esperma de los peces.

e. Prolamina, son insolubles en agua y solubles en etanol al 70% - 80%.

f. Glutelinas, se encuentra en la semilla de los cereales insoluble en el agua como la glutelina del trigo.

g. Hormonas, son sustancias segregadas por células especializadas, localizadas en glándulas de secreción interna o glándulas endocrinas (carentes de conductos), o también por células epiteliales e intersticiales con el fin de afectar la función de otras células.

h. hemoglobina (Hb) es una heteroproteína de la sangre, de peso molecular 64.000 (64 kD), de color rojo característico, que

transporta el oxígeno desde los órganos respiratorios hasta los tejidos, en mamíferos, ovíparos y otros animales.

2. proteínas fibrosas.- de peso molecular elevado y son insolubles en agua. Son macromoléculas lineales y amorfas que por lo regular se hallan asociadas a los sistemas celulares y pueden ser:

a. colágenos, se encuentra en los tejidos conjuntivos, en la piel en los huesos, en los cartílagos, aumentan de volumen en las soluciones acuosas como la gelatina, la osteína de los huesos.

b. elastina, forman los tejidos elásticos de las arterias y tendones.

c. queratinas, son insolubles en agua, se disuelven en soluciones alcalinas y en sulfuros alcalinos, se encuentra en las uñas, pelos, plumas, cascos.

d. fibroínas Proteína fibrosa de la seda formada por una cadena molecular con 4 aminoácidos neutros.

3.1.2. PROTEÍNAS CONJUGADAS: fosfoproteínas, cromoproteínas, nucleoproteínas, glucoproteínas, lipoproteínas.

a. Fosfoproteínas, El grupo prostético de estas proteínas es el ácido fosfórico. Ej. La caseína de la leche.

b. Cromoproteínas, el grupo prostético es una estructura coloreada. Ej. La hemoglobina de la sangre.

c. Nucleoproteínas, se unen a estructuras muy complejas. Constituidas por carbohidratos, heterociclos nitrogenados y grupos fosfóricos, denominados ácidos nucleicos.

d. Glucoproteínas, el grupo prostético es un glucidos. Ej la mucina de la saliva.

e. Lipoproteínas, son moléculas hechas de proteínas y grasa, las cuales transportan el colesterol y sustancias similares a través de la sangre.

3.2. ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS: primarias, secundarias, terciarias y cuaternarias.Para precisar la estructura de una proteína, es indispensable conocer los aminoácidos que se hayan presente, es decir las unidades de cada uno de ellos presentes en la molécula y la secuencia en que están unidos.Los aminoácidos pueden separarse para su identificación por métodos cromatográficos.

a. Estructura primaria, es la secuencia en que se hayan unidos los aminoácidos en la molécula de la proteína y la ubicación de los puentes disulfuros. En todo péptido o proteína debe haber un grupo carboxilo libre en un extremo y en el otro extremo un grupo

amino. La secuencia puede determinarse por medio de hidrólisis cuidadosas y el uso repetido del demarcador.

b. Estructura secundaria, teniendo en cuenta que los enlaces simples de la cadena proteínica (C-C y C-N)permiten la libre rotación, pueden formarse infinitas conformaciones especiales que permitan mayor número de interacciones entre los átomos de oxígeno del grupo C=O y los átomos de H del grupo –NH- , estableciéndose enlaces por puentes de hidrógeno. Estas conformaciones que dan estabilidad a la cadena recibe el nombre de estructura secundaria. En general las proteínas presentan una cadena enrollada en forma espiral, denominada hélice. En aquellas proteínas constituidas por L-aminoácidos, la espiral derecha o hélice es un poco más estable y es la que se encuentra normalmente en la naturaleza.Paulin y Corey explicaron las propiedades de la fibroína de seda que es una proteína con un alto porcentaje de poliglicina, mediante la estructura de lámina plegada.

c. Estructura terciaria, describe una estructura tridimensional de todo el polipéptido. Es una estructura de cadenas helicoidales que se encuentra plegadas o retorcidas sobre sí mismas, por el establecimiento de enlaces entre cadenas laterales. Esta unión se da por puentes S-S (enlaces disulfuros) o bien por interacciones electrostáticas entre grupos laterales - NH3+ y –COO- ó, en ocasiones, por nuevos puentes de hidrógeno entre estas cadenas laterales.

d. Estructura cuaternaria, se presenta este tipo de estructura en algunas proteínas formadas por varias cadenas. Esta estructura consiste en cuatro subunidades terciarias que se unen por interacciones iónicas y polares, sin que se establezcan enlaces covalentes entre ellas. Ej. La hemoglobina .

3.3. FORMACIÓN DE LAS PROTEÍNAS: enlaces peptídico y desnaturalización.

Una proteína se forma por la unión secuencial del grupo carboxílico de un aminoácido por el grupo amino de otro aminoácido, llamándose a este tipo de unión enlace peptídico. Si se unen dos aminoácidos lo harán mediante un enlace péptido llamado dipéptido, si se condensan 3 aminoácidos habrá dos enlaces peptídico llamado tripéptido y si se condensan mas de 3 se llamará enlace polipéptido.Esta unión secuencial permite condensarse hasta formar un polipéptido con aminoácidos iguales o diferentes.Las proteínas sufren modificaciones irreversibles en su estructuras debido a la acción del calor o del p.H. extremos. Provocando de esta manera la ruptura de puentes de hidrógenos que determina el desmoronamiento de la estructura helicoidal de la proteína. A este proceso se lo denomina desnaturalización de una proteína, que implica cambios en la estructura secundarias y terciarias destruyendo la actividad fisiológica de las proteínas. Dato de suma importancia en el caso de hormonas, enzimas y proteínas. Ej. La coagulación de la albúmina(clara de huevo) cuando se somete a calentamiento.

3.4. AMINOÁCIDOS: definición y formación.Los aminoácidos son compuestos orgánicos que se caracterizan porque en la misma molécula llevan los grupo funcionales amino (-NH2) y carboxilo (-COOH). Estas moléculas están constituidas por los elementos C-H-O-N y en ocasiones por S y P.Esta molécula presenta la siguiente fórmula general, R – CH – COOH R – CH – COO-

I I NH2 NH3

+

Si el grupo amino se encuentra en el átomo de carbono contiguo al grupo carboxilo ( C& ó C2), recibe el nombre de alfa-aminoácidos; si está ligado al C3 ó C beta se lo llama beta-aminoácidos.Teóricamente se forman por la combinación del ácido carboxílico o anhidro por el amoniaco. La formación de un aminoácido, derivan del amoníaco de la forma siguiente: 1º- El amoniaco NH3, sustituye sus átomos de H por radicales monovalentes alcohólicos como -CH3, -C2H5, dando origen a las aminas primarias. NH2-CH3

NH3 CH3 - OH CH3 – NH2 H2Oamoníaco + alcohol metílico = metilamina + agua.

2º- La sustitución de un átomo de H de la función metilo por una función carboxilo -COOH conduce a la formación de un aminoácido NH2-CH2- COOH, la glicina o glicocola (ácido &-aminoacético), que es el más simple de los aminoácidos.

- CH2 – NH2 + - COOH = CH2 – COOH (glicina) I

NH2 ( aminoácido)

3.4.1. CLASIFICACIÓN DE LOS AMINOÁCIDOS: de acuerdo a su importancia biológica, de acuerdo a su p.H. 1. De acuerdo a su importancia biológica, tomando en cuenta que algunos aminoácidos son absolutamente esenciales para la vida y que el organismo no puede sintetizarlo sinó que debe estar presente en la alimentación diaria ya que la falta de estos conducen a estados de desnutrición , pueden ser :a. esenciales, entre ellos tenemos la arginina, histidina, leucina, isoleucina, lisina, metionina, fenilalanina, treonina, triptófano y valina.b. no esenciales, entre ellos tenemos alanita, ácido aspártico, cistina, ácido glutámico, glicina, ácido hidroxiglutámico, hidroxiprolina, norleucina, prolina, serina y tirosina.

2. De acuerdo a su p.H, tomando en cuenta la presencia del grupo carboxilo ( - COOH) que le da el carácter ácido y el grupo amino (- NH2) que le da el carácter básico, se los ha clasificado en tres categorías a saber: neutros, ácidos y básicos.

a. aminoácidos neutros, son aquellos que existen equilibrio de grupos carboxilos (- COOH ) y grupos aminos (- NH2), por lo que su p.H. es de 7. Entre estos tenemos: Glicina, Alanina, Serina, Leucina, Isoleucina, Prolina, Tiroxina, Fenilalanina.

b. aminoácidos ácidos, son aquellos que predominan los grupos carboxilicos sobre los grupos aminitos, por lo tanto su p.H. es ácido o menor a 7. Entre ellos tenemos: ácido aspártico, ácido glutámico, ácido hidroxiglutámico.

c. aminoácidos básicos, son aquellos que predominan los grupos amínicos sobre los carboxílicos, por lo tanto su p,H es básico o mayor a 7. Así tenemos la Lisina, Ornitina, Arginina.

4. ACIDOS NUCLEICOS: definición, clasificación (ADN y ARN). Definición.- Los ácidos nucleicos son biopolímeros cuyos monómeros son los llamados nucleótidos. EL nombre de ácido nucléico se debe a que estos compuestos se encuentran en el núcleo de las células, conjugados con las nucleoproteínas, por lo tanto son moléculas imprescindibles para la vida.

Estructura del nucleótido Los nucleótidos están formado por la unión de:

1. Una pentosa, que puede ser la D-ribosa en el ARN; o la D-2 desoxirribosa en el ADN.

2. Una base nitrogenada que puede ser:

a. Púrica, como la Guanina(G) y la Adenina(A).b. Pirimidínica, como la Timina(T), Citosina(C) y Uracilo(U).

3. Ácido fosfórico, que en la cadena de ácido nucléico une dos pentosas a través de una unión fosfodiéster. Esta unión se hace entre el C3 de una pentosa, con el C5 de la otra.

Ala unión de una pentosa con una base nitrogenada se la llama nucleósido, esta unión se la hace mediante el enlace beta-glucosídico

Si la pentosa es una ribosa, tenemos un ribonucleósido. Estos tienen como base nitrogenada la adenina, la guanina, citosina y uracilo.

Si la pentosa es una desoxirribosa, tenemos un desoxirribonucleósido. Estos tienen como base nitrogenadas la adenina, guanina, citosina y timina.

Clasificación

ácido ribunocleico ARN ó RNA ÁCIDOS

NUCLEICOS äcido desoxirribunucleico ADN ó DNA

a. El ácido desoxirribonucleico (ADN ó DNA), es un tipo de ácido nucléico, una macromolécula que forma parte de todas las células. Contiene la información genética usada en el desarrollo y el funcionamiento de los organismos vivos conocidos y de algunos virus, siendo el responsable de su transmisión hereditaria.

Fig. 6.- Localización del DNA

b. El ácido ribonucleico (ARN ó RNA), El ácido ribonucleico (ARN o RNA) es un ácido nucléico formado por una larga cadena de nucleótidos. Se ubica en las células de tipo procariota y las de tipo eucariota. El ARN se define también como un material genético de ciertos virus (virus ARN) y, en los organismos celulares, molécula que dirige las etapas intermedias de la síntesis proteica.

4.1. SEMEJANZAS Y DIFERENCIAS ENTRE ÁCIDOS NUCLEICOS.

COMPONENTESESTRUCTURALES

SÓLO SE ENCUENTRA EN EL DNA

SE ENCUENTRA EN EL DNA Y RNA

SOLO SE ENCUENTRA EN EL RNA

PURINA adenina y guanina

PIRIMIDINAS timina citosina uracilo

AZÚCARES desoxirribosa ribosa

FOSFATO fosfato

GLOSARIO

ACEPTOR DE PROTONES: Compuesto iónico que puede aceptar un protón de un dador de protones; es, por tanto, una base

ACIDO GRASO: Acido carboxílico alifático de cadena larga que se encuentra en las grasas y aceites naturales. Es también componente de los fosfolípidos y de los glucolípidos de las membranas

ACIDOSIS: Situación metabólica en la que habitualmente se aprecia un descenso del pH de la sangre

ADP (ADENOSINA DIFOSFATO).Ribonucleósido 5'-difosfato que actúa como grupo aceptor de fosfato en el ciclo energético celular

ALCALOSIS: Situación metabólica normalmente acompañada de un aumento del pH de la sangre

AMINOACIDOS: Ácidos carboxílicos con un sustituyente alfa-amino. Son los elementos primarios que constituyen las proteínas

AMINOACIDOS CETOGENICOS: Aminoácidos con esqueletos carbonados que pueden servir de precursores de los cuerpos cetónicos

AMINOACIDOS ESENCIALES: Aminoácidos que no los puede sintetizar el hombre y que por tanto tienen que ser aportados por la dieta

AMINOACIDOS GLUCOGENICOS: Aminoácidos con cadenas carbonadas que se pueden convertir en glucosa o glucógeno, por gluconeogénesis

AMINOACIDOS NO-ESENCIALES: Aminoácidos que los puede sintetizar el hombre, por lo que no es necesario su aporte por la dieta

BASE: Sustancia que libera iones hidróxido (OH- ) cunado se disuelve en agua.

CITOQUINAS: Proteínas producidas por los glóbulos blancos que actúan como mensajeras químicas entre las células. Las células CD8 (T-supresoras) liberan una citoquina que, aparentemente, bloquea la replicación del VIH en una célula infectada, al menos hasta una etapa avanzada de esta enfermedad.

CERA: Lípido compuesto por ácidos grasos unidos por enlaces covalentes o alcoholes de cadena larga

DESHIDROGENACIÓN: La pérdida de átomos de hidrógeno (generalmente un par) por parte de una molécula orgánica.

DESCARBOXILACIÓN: Es una reacción química en la cual un grupo carboxilo es eliminado de un compuesto en forma de dióxido de carbono (CO2).

DISACARIDO: Glúcido que consta de dos unidades monosacáridos unidas covalentemente

ESTRUCTURA CUATERNARIA: Estructura tridimensional de una proteína con varias subunidades

ESTRUCTURA PRIMARIA: Armazón covalente de un polímero que incluye la secuencia de las subunidades monoméricas y todos los enlaces covalentes

ESTRUCTURA SECUNDARIA: Conformación, residuo a residuo del armazón de un polímero

ESTRUCTURA TERCIARIA: Conformación tridimensional de un polímero en su estado plegado nativo

ENZIMA: Biomolécula, proteína o RNA que cataliza una reacción química específica

FOSFOLIPIDO: Lípido que contiene uno o más grupos fosfato

FOSFORILACION: Formación de un derivado fosfato de una molécula, normalmente por transferencia de un grupo fosfato desde el ATP

GANGLIOSIDOS: Esfingolípidos que contienen oligosacáridos complejos como grupos de cabeza. Son especialmente abundantes en el sistema nervioso

HIDROFILICO: Son moléculas o grupos que se asocian con el agua, disolviéndose fácilmente en ella

HIDROFOBICO: Son moléculas o grupos insolubles en agua

HIDRÓLISIS: Rotura de un enlace por adición de los elementos del agua, dando dos o más productos

ISÓMEROS: Dos moléculas cualesquiera con la misma fórmula molecular pero con diferente ordenamiento de grupos moleculares

LÍPIDO: Pequeña biomolécula insoluble en agua que generalmente contiene ácidos grasos, esteroles o compuestos isoprenoides

OLIGOELEMENTO: Elemento químico que necesita un organismo en cantidades mínimas

POLIPÉPTIDO: Cadena larga de aminoácidos unidos por enlaces peptídicos

PROTEÍNA: Macromolécula compuesta por una o varias cadenas polipeptídicas, cada una de las cuales tiene una secuencia característica de aminoácidos, unidos por enlaces peptídicos

PROTEÍNA DESNATURALIZADA: Proteína que ha perdido su conformación nativa por exposición a un agente desestabilizante, como por ej. el calor.

TAMPÓN O BUFFER: Sistema capaz de resistir cambios de pH y que consiste en un par de ácido-base conjugados en el que la proporción entre aceptor y dador de protones está próxima a la unidad.